Calcule stoichiometrice aplicate

Aplicarea calculelor cantitative în reacții chimice, inclusiv randament și reactant în exces.

Instrumentarul de calcul: mol, masă, volum, particule

Orice problemă de stoichiometrie se sprijină pe patru formule. Dacă le știi și le folosești în ordinea corectă, restul e aritmetică.

• n = m / M – numărul de moli din masă (m în grame, M în g/mol);
• n = V / 22,4 – numărul de moli de gaz, în condiții normale (V în litri);
• N = n x N_A – numărul de particule, cu N_A = 6,022 x 10 la puterea 23;
• M se calculează adunând masele atomice ale tuturor atomilor din formulă.

Cele trei formule inverse, la fel de folosite: m = n x M, V = n x 22,4, n = N / N_A.

De ce trece totul prin mol? Pentru că ecuația chimică vorbește doar în moli. Coeficientul 2 din 2 H2 + O2 → 2 H2O înseamnă „doi moli de hidrogen”, nu „două grame” și nu „doi litri”. Molul este limba în care e scrisă ecuația, iar gramele și litrii sunt doar traduceri.

Schema mentală pe care merită să o desenezi pe ciornă la fiecare problemă:

• masă sau volum dat → moli → (raport din ecuație) → moli ceruți → masă sau volum cerut

Atenție la o eroare de unități care apare des: volumul dat în mililitri sau decimetri cubi. 1 L = 1000 mL = 1 dm cub. Dacă în enunț apar 560 mL de gaz, aceștia sunt 0,56 L, deci 0,025 moli, nu 560 / 22,4.

A doua eroare frecventă: aplicarea formulei cu 22,4 la o substanță lichidă sau solidă. Volumul molar de 22,4 L/mol este exclusiv pentru gaze, în condiții normale.

Calcule pe baza ecuației chimice

Algoritmul complet, în cinci pași, valabil la orice problemă simplă de examen:

1. Scrie ecuația și egaleaz-o. Fără coeficienți corecți, tot restul calculului e greșit, oricât de frumos ar arăta.

2. Notează sub fiecare substanță de interes ce știi și ce ceri.

3. Transformă datele în moli.

4. Folosește raportul dintre coeficienți.

5. Transformă înapoi în unitatea cerută.

Problemă rezolvată: ce volum de hidrogen, în condiții normale, se degajă la reacția a 5,4 g de aluminiu cu acid clorhidric în exces? (Al = 27)

• Ecuația: 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2;
• moli de Al: n = 5,4 / 27 = 0,2 moli;
• raportul Al : H2 este 2 : 3, deci n(H2) = 0,2 x 3 / 2 = 0,3 moli;
• volumul: V = 0,3 x 22,4 = 6,72 L.

A doua problemă, cu două transformări de unități: ce masă de oxid de calciu se obține prin descompunerea a 250 g de carbonat de calciu? (CaCO3 = 100, CaO = 56)

• CaCO3 → CaO + CO2;
• n(CaCO3) = 250 / 100 = 2,5 moli;
• raport 1 : 1, deci n(CaO) = 2,5 moli;
• m(CaO) = 2,5 x 56 = 140 g.

Greșeala numărul unu la acest tip de exercițiu este să sari peste raportul dintre coeficienți când acesta nu e 1 : 1. La aluminiu, mulți elevi calculează 0,2 moli de hidrogen în loc de 0,3, pentru că nu observă că din doi moli de Al ies trei moli de H2. Scrie raportul explicit pe ciornă, chiar dacă pare evident.

Reactantul în exces și reactantul limitativ

Până acum am presupus că un reactant e „în exces”, adică ajunge cât trebuie. Când problema dă cantități pentru amândoi reactanții, trebuie mai întâi aflat care se termină primul.

Reactantul limitativ este cel care se consumă complet și care decide cât produs se formează. Celălalt rămâne parțial neconsumat și se numește reactant în exces.

Metoda sigură, în trei pași:

• calculezi molii fiecărui reactant;
• împarți molii fiecăruia la coeficientul lui din ecuație;
• cel cu raportul mai mic este limitativ; toate calculele ulterioare pornesc de la el.

Problemă rezolvată: se pun în reacție 4 g de hidrogen cu 32 g de oxigen. Ce masă de apă rezultă? (H2 = 2, O2 = 32, H2O = 18)

• Ecuația: 2 H2 + O2 → 2 H2O;
• n(H2) = 4 / 2 = 2 moli; n(O2) = 32 / 32 = 1 mol;
• împărțim la coeficienți: 2 / 2 = 1 pentru hidrogen; 1 / 1 = 1 pentru oxigen;
• valorile sunt egale, deci ambii se consumă complet și nu există exces;
• n(H2O) = 2 moli, deci m = 2 x 18 = 36 g.

Dacă am fi avut 6 g de hidrogen și tot 32 g de oxigen: n(H2) = 3, raport 3/2 = 1,5; n(O2) = 1, raport 1/1 = 1. Oxigenul e limitativ, se formează tot 2 moli de apă, iar hidrogenul rămâne în exces cu 1 mol, adică 2 g.

Capcana pe care o întind aproape toate variantele: elevii aleg drept limitativ reactantul cu masa mai mică sau cu numărul de moli mai mic, fără să împartă la coeficient. Este greșit – decide raportul moli / coeficient, nu cantitatea brută. Un reactant poate fi prezent în mai mulți moli și totuși să se termine primul, dacă ecuația îl cere în proporție mare.

Randamentul unei reacții chimice

În laborator și în industrie, dintr-o reacție nu se obține niciodată chiar cât arată calculul. O parte din substanță rămâne nereacționată, o parte se pierde la filtrare sau la transvazare, o parte intră în reacții secundare. Diferența se măsoară prin randament.

Randamentul este raportul dintre cantitatea obținută practic și cantitatea calculată teoretic, exprimat în procente:

• randament = (cantitate practică / cantitate teoretică) x 100

Din această relație ies celelalte două forme, cele care se cer la examen:

• cantitate practică = cantitate teoretică x randament / 100;
• cantitate teoretică = cantitate practică x 100 / randament.

Problemă rezolvată: prin descompunerea a 200 g de CaCO3 s-au obținut 89,6 g de CaO. Care este randamentul? (CaCO3 = 100, CaO = 56)

• n(CaCO3) = 200 / 100 = 2 moli, deci teoretic ar rezulta 2 moli de CaO, adică 112 g;
• randament = 89,6 / 112 x 100 = 80%.

Problemă inversă: ce masă de CaCO3 trebuie descompusă pentru a obține 140 g de CaO, dacă randamentul este de 70%?

• teoretic ar trebui obținut: 140 x 100 / 70 = 200 g CaO, adică 200 / 56 aproximativ 3,57 moli;
• deci sunt necesari tot atâția moli de CaCO3, adică aproximativ 357 g.

Două verificări care te salvează de răspunsuri absurde: randamentul este întotdeauna mai mic sau egal cu 100% – dacă îți iese 120%, ai inversat fracția; iar cantitatea practică este întotdeauna mai mică decât cea teoretică.

Greșeala clasică este aplicarea randamentului asupra reactantului în loc de produs. Randamentul se referă la cât produs ai scos efectiv din reacție, nu la cât reactant ai băgat.

Probleme integrate cu clasele de compuși

La Evaluarea Națională problemele nu vin niciodată izolate: ți se cere să recunoști clasa compusului, să scrii ecuația, apoi să calculezi. Iată tipurile care se repetă.

Tip 1 – puritatea probei. Enunțul spune „100 g de calcar cu puritate de 80%”. Calcarul nu e CaCO3 curat; doar 80 g din cele 100 reacționează. Primul pas este mereu: masa substanței pure = masa probei x puritate / 100. Restul de 20 g sunt impurități care nu intră în reacție.

Tip 2 – soluții de concentrație dată. Enunțul dă „200 g soluție HCl de concentrație 10%”. Masa de acid pur este 200 x 10 / 100 = 20 g, iar aceasta se folosește în calcul, nu masa soluției. Concentrația procentuală de masă se calculează cu c = masa dizolvată / masa soluției x 100, iar masa soluției include și solventul.

Tip 3 – neutralizare cu volum de gaz. De exemplu: ce volum de CO2, în condiții normale, este absorbit de 200 g soluție de Ca(OH)2 de 7,4%? Ecuația CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O, cu M(Ca(OH)2) = 74. Masa de bază pură: 200 x 7,4 / 100 = 14,8 g, adică 0,2 moli. Raport 1 : 1, deci 0,2 moli CO2, adică 4,48 L.

Tip 4 – lanț cu două reacții succesive. Produsul primei reacții devine reactantul celei de-a doua. Se calculează molii pas cu pas, fără să se treacă inutil în grame la mijloc.

Strategie de examen, în ordine: subliniază în enunț ce se dă și ce se cere; verifică dacă apar cuvintele puritate, concentrație, randament, exces – fiecare adaugă un pas suplimentar; scrie ecuația egalată; abia apoi calculează. Cele mai multe puncte pierdute la acest capitol nu vin din aritmetică greșită, ci din omiterea unuia dintre acești pași suplimentari.

Test — 6 întrebări ca la examen