Reakcje chemiczne i stechiometria

Reakcje chemiczne i stechiometria

1. Pojęcie reakcji chemicznej

Reakcja chemiczna to proces, w którym substraty ulegają przemianie w produkty. Towarzyszą jej zmiany: barwy, wydzielanie gazu, powstanie osadu, zmiana temperatury.

Prawo zachowania masy (Lavoisier): Masa substratów = masa produktów.
Prawo zachowania ładunku: Sumaryczny ładunek po obu stronach jest równy.

2. Typy reakcji chemicznych

| Typ reakcji | Schemat | Przykład |
|------------|---------|---------|
| Syntezy (łączenia) | A + B → AB | 2H₂ + O₂ → 2H₂O |
| Analizy (rozkładu) | AB → A + B | 2H₂O → 2H₂ + O₂ (elektroliza) |
| Wymiany pojedynczej | A + BC → AC + B | Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ |
| Wymiany podwójnej | AB + CD → AD + CB | NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃ |
| Spalania | CₓHᵧ + O₂ → CO₂ + H₂O | CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O |

3. Bilansowanie równań chemicznych

Zasada: po obu stronach równania musi być taka sama liczba atomów każdego pierwiastka.

Metoda „prób i błędów":

Przykład: Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂

Krok 1: Fe: 2 po lewej → wstawiamy 2Fe po prawej
Krok 2: O: 3 (z Fe₂O₃) + 1 (z CO) = 4 → potrzeba: x·CO + y → z·CO₂
Krok 3: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

Sprawdzenie: Fe: 2=2 ✓, O: 3+3=6 i 3·2=6 ✓, C: 3=3 ✓

4. Mol i masa molowa

Mol — jednostka ilości substancji. 1 mol = 6,022 × 10²³ cząstek (liczba Avogadra, Nₐ).

Masa molowa (M) — masa jednego mola substancji [g/mol]. Liczbowo równa masie atomowej/cząsteczkowej.

Przykłady:

• M(H₂O) = 2·1 + 16 = 18 g/mol
• M(H₂SO₄) = 2·1 + 32 + 4·16 = 98 g/mol
• M(NaCl) = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol
• M(CaCO₃) = 40 + 12 + 3·16 = 100 g/mol

Podstawowe wzory:

n = m / M (ilość moli = masa / masa molowa)
m = n · M
N = n · Nₐ (liczba cząstek)

5. Objętość molowa gazu

W warunkach normalnych (STP: 0°C, 1013 hPa): 1 mol gazu = 22,4 dm³

V = n · 22,4 dm³/mol

Równanie Clapeyrona (gaz doskonały): pV = nRT

• p — ciśnienie [Pa]
• V — objętość [m³]
• n — ilość moli
• R = 8,314 J/(mol·K) — stała gazowa
• T — temperatura [K] (T = t[°C] + 273,15)

6. Obliczenia stechiometryczne — algorytm

• Napisz i zbilansuj równanie reakcji.
• Pod równaniem zapisz proporcje molowe.
• Oblicz masy molowe potrzebnych substancji.
• Wpisz dane z zadania.
• Ułóż proporcję i oblicz wynik.

Przykład zadania:

Ile gramów wody powstanie ze spalenia 4 g wodoru?

2H₂ + O₂ → 2H₂O
2 mol → 2 mol

n(H₂) = 4/2 = 2 mol
Z proporcji: 2 mol H₂ → 2 mol H₂O, więc n(H₂O) = 2 mol
m(H₂O) = 2 · 18 = 36 g

7. Wydajność reakcji

η = (m_rzeczywista / m_teoretyczna) × 100%

Przykład: Jeśli teoretycznie powinno powstać 100 g produktu, a otrzymano 85 g, to η = 85%.

8. Skład procentowy związku

%(pierwiastka) = (n · Mₐ / M_związku) × 100%

Przykład — skład procentowy H₂O:

• %H = (2·1/18) × 100% = 11,1%
• %O = (16/18) × 100% = 88,9%

9. Najczęstsze błędy

• Zapominanie o bilansowaniu równań przed obliczeniami.
• Mylenie masy molowej z masą atomową (masa molowa dotyczy mola substancji).
• Stosowanie objętości molowej 22,4 dm³ w warunkach innych niż STP.
• Pomijanie wydajności reakcji w zadaniach.