Pobierz plik

Zapewne każde z Was już nie raz zauważyło, że w życiu teoria nieco rozmija się z rzeczywistością.
Dzieje się tak z prostego powodu – teoria zwykle nieco upraszcza i idealizuje rzeczywistość, stąd
konieczność korekt i uściśleń w procesie wprowadzaniu jej do praktyki. Nie inaczej jest w chemii
i teraz kilka uwag o paru takich korektach.
Jak już wiemy, aby przeprowadzić reakcję w warunkach stechiometrycznych (tzn. biorąc
dokładnie takie masy substratów, jakie są potrzebne, by otrzymać żądaną ilość produktów),
odważamy takie ilości substratów, by ich stosunek molowy był zgodny ze stosunkiem cząsteczek
czy atomów w równaniu reakcji. Jeżeli np. chcemy spalić w czystym tlenie węgiel, aby otrzymać
3 mole ditlenku węgla CO2, to z równania reakcji:
C + O2 ——> CO2
wiemy, że zarówno węgla, jak i tlenu musimy też wziąć po 3 mole (stosunek 1:1–>1). O ile odwa żenie 3 moli węgla (36 g) nie stanowi większego problemu, to odważenie trzech moli cząsteczkowego tlenu jest już pewnym kłopotem technicznym. Ta ilość tlenu w warunkach pokojowych
zajmuje objętość około 70 litrów. Podobnie jest z innymi gazami, zatem do odważania substratów
gazowych musielibyśmy mieć osobną wagę o gabarytach o wiele większych niż te stosowane na co
dzień w praktyce laboratoryjnej. Dlatego w przypadku gazów zamiast ważenia najczęściej odmierzamy objętości, korzystając przy tej okazji z równania Clapeyrona, które łączy ciśnienie (p),
objętość (V) i temperaturę (T) gazu z ilością jego moli (n):
p·V = n·R·T
R – to tzw. stała gazowa; jeśli wyrazimy ciśnienie w Pa (paskalach), objętość w m 3 a temperaturę
w K (kelwinach) to R = 8,31 J/(K·mol)
Równanie Clapeyrona pozwala między innymi wyznaczyć objętość gazu w danych warunkach
fizycznych (p, T, n):
V=
n⋅R⋅T
p
Jak z powyższego wzoru wynika, taka sama ilość moli n każdego gazu, w tych samych warunkach
(n, p, T) zajmuje taką samą objętość. W przypadku 1 mola (n=1) nazywamy ją objętością molową
gazu. Dla warunków normalnych (p=1 atm = 101,3 kPa; T=273 K) objętość molowa wynosi
22,4 dm3 (litra). Warto tę wartość zapamiętać – nie raz przyda się przy rozwiązywaniu zadań
chemicznych. Znając wartość objętości molowej dla warunków normalnych (22,4 dm3/mol)
i pamiętając wzór Clapeyrona, bez trudu możemy prowadzić obliczenia dla dowolnych warunków
ciśnienia, temperatury i objętości, oraz związanej z nimi ilości moli dowolnego gazu.
Dla substratów w postaci cieczy możemy stosować zarówno ważenie, jak i – szybsze zazwyczaj
– odmierzanie objętości. Masa m i objętość V powiązane są między sobą parametrem zwanym
gęstością d:
d=
m
V
Gęstość cieczy i ciał stałych wyrażamy najczęściej w jednostkach g/cm3. W przypadku gazów,
by uniknąć bardzo małych wartości (duża ilość zer po przecinku), częściej stosujemy g/m 3.
Na przykład gęstość tlenu w warunkach normalnych to 1,43 g/m3 lub 0,00000143 g/cm3.
Warto też zauważyć, że skoro objętość molowa w danych warunkach ciśnienia i temperatury jest
dla wszystkich gazów taka sama (V = const.) to gęstość zależy proporcjonalnie od m, czyli masy
1 mola, a ta równa jest przecież liczbowo masie cząsteczkowej (atomowej). Stąd, wart zapamiętania
wniosek, że gęstość gazu w danych warunkach jest proporcjonalna do masy cząsteczkowej
(atomowej) tego gazu. Dlatego balonik wypełniony helem (m.a. 4) leci do góry w powietrzu
(m.cz. 29), a balonik wypełniony ditlenkiem węgla CO2 (m.cz. 44) spadnie na ziemię.
Wróćmy jednak do chemicznej praktyki. Jeśli już wiemy, jak technicznie przygotować odpowiednią ilość substratów (odważyć, odmierzyć) to okazuje się, że problemy pojawiają się także
w sprawie, ile jej przygotować. Powiedzmy, że chodzi o 1 mol. Zaglądamy do tabeli z masami atomowymi pierwiastków i znajdujemy tam wartości nieco dziwne, budzące nasze wątpliwości.
Pamiętając, że jednostka 1u to praktycznie masa 1 nukleonu, a w skład jądra atomowego
wchodzi zawsze całkowita ilość nukleonów, spodziewamy się masy atomowej w postaci liczb całkowitych, lub co najwyżej liczb bliskich liczbie całkowitej. Tak się dzieje np. w przypadku berylu
9,01 u, czy glinu 26,98 u. Tu niewielkie różnice między wartością masy atomowej a najbliższą
liczbą całkowitą mogą wynikać z faktu, że tworzenie się atomu z cząstek elementarnych jest
związane z uwalnianiem wielkich ilości energii (podobne procesy zachodzą na Słońcu), a to ma
wpływ na końcową masę atomu (E=mc2 !). Jednak masy atomowej chloru (35,5 u) czy miedzi
(63,5 u) tak wytłumaczyć już się nie da. Musimy tu jasno powiedzieć – nie wszystkie atomy
danego pierwiastka są takie same, niektóre mają więcej neutronów (i są cięższe), niektóre mniej,
jednak zawsze wszystkie mają tyle samo protonów! Pierwiastków, których wszystkie atomy są
identyczne, jest stosunkowo niewiele, około dziesięciu. W przypadku większości występują
w obrębie pierwiastka atomy o różnych ilościach neutronów w jądrze atomowym. Te podzbiory
atomów pierwiastka o jednakowej liczbie neutronów w jądrze nazywamy izotopami danego
pierwiastka. Na przykład beryl czy glin mają tylko jeden trwały, naturalny izotop, chlor czy miedź
po dwa, ale np. cyna ma ich aż 10! Nazwę „izotop” możemy rozszyfrować jako izo – taki sam,
identyczny (izomeria, izotoniczny itp.) oraz top od greckiego topos – miejsce; czyli położony w tym
samym miejscu (układu okresowego pierwiastków, należący do danego pierwiastka). Jeśli zależy
nam, by symbol pierwiastka określał konkretny izotop, a nie tylko pierwiastek jako taki, umieszczamy w lewej górnej części symbolu odpowiednią liczbę masową (suma protonów i neutronów
w jądrze) np. 12C (6 protonów i 6 neutronów) lub 13C (6 protonów i 7 neutronów); 35Cl lub 37Cl;
63
Cu lub 65Cu.
W tym miejscu dodajmy, że izotopy nie różnią się między sobą właściwościami chemicznymi
(dla dociekliwych – drobne różnice istnieją, ale nie mają praktycznie żadnego znaczenia
w chemicznej codzienności), tak więc czy do reakcji weźmiemy czysty izotop, czy naturalną ich
mieszaninę nie ma większego znaczenia.
I teraz rzecz dla praktyki chemicznej bardzo ważna – w przypadku konkretnego pierwiastka
udział procentowy poszczególnych naturalnych izotopów jest zawsze taki sam, bez względu na to,
z jakiego miejsca Ziemi pochodzi próbka danego związku. Na przykład w chlorku sodu (soli
kuchennej) zawsze będzie 75% izotopu chloru 35Cl i 25% izotopu 37Cl, bez względu na to, czy
pochodzi on z kopalni soli w Wieliczce, czy został wyodrębniony z pozostałości po odparowaniu
wody Oceanu Spokojnego. Dzięki tej stałości składu izotopowego możemy obliczyć średnią masę
1 mola danego pierwiastka i posługiwać się nią tak, jakby to była rzeczywista masa atomowa tego
pierwiastka.
Jeżeli miedź ma skład izotopowy 69% izotopu 63Cu i 31% izotopu 65Cu, to oznacza, że mol
atomów Cu będzie zawierał 0,69 mola Cu o masie atomowej 63 u oraz 0,31 mola Cu o masie atomowej 65 u. W sumie będzie miał ten mol masę 0,69·63g + 0,31·65g = 63,6 g. Zatem „rzeczywista” czy „średnia” masa atomowa miedzi wynosi 63,6 i właśnie w tylu gramach miedzi zawiera
się 1 mol atomów miedzi, czyli 6,022·1023 atomów. I takie właśnie wartości podają nam tablice mas
atomowych, i takie bierzemy do praktycznych obliczeń.
I jeszcze jedna teoretyczno-praktyczna niezgodność, bardzo ważna z praktycznego punktu
widzenia. Tym istotniejsza, że podręczniki szkolne o niej najczęściej nie wspominają lub
wspominają tylko zdawkowo przy okazji wprowadzania pojęcia wydajności reakcji. A to moim
zdaniem trzeba powiedzieć głośno i wyraźnie i dobrze to sobie zapamiętać: równanie reakcji
chemicznej nie tylko jest jedynie schematycznym, uproszczonym, symbolicznym zapisem
przemiany substratu (-ów) w produkt, ale jest zapisem wyłącznie jej głównego nurtu! Oprócz
reakcji pokazanej zapisem równania, w kolbie reakcyjnej – w większym czy mniejszym stopniu –
przebiegają reakcje, których wynikiem jest inny produkt niż oczekiwany. Mówimy, że w kolbie
reakcyjnej biegną, prócz głównej reakcji, reakcje równoległe, co w konsekwencji powoduje, że
prócz pożądanego produktu otrzymujemy także produkty uboczne. Wyobraźmy sobie reakcję,
której główny nurt dany jest równaniem:
X + 2Y —> Y2X
Ze stechiometrycznych obliczeń wynika, że powinniśmy w wyniku tej reakcji otrzymać np. 100 g
bezbarwnej, krystalicznej substancji Y2X. Tymczasem po skończonej reakcji w kolbie mamy
żółtawą maź, z której po procesie oczyszczania otrzymujemy co prawda substancję Y 2X, ale tylko
77 g. Co się stało? Otóż oprócz reakcji X + 2Y —> Y2X w kolbie przebiegły np. reakcje typu:
3X + Y —> YX3
X + Y —> Z + H2O
Y2X + H2O —> XOH
itp.
Ze względu na te uboczne reakcje, które przecież zużyły substraty, a nie dały pożądanego produktu,
zamiast oczekiwanych (teoretycznie możliwych do otrzymania) 100 g produktu (wydajność 100%)
otrzymano jedynie 77 g (czyli w tym przypadku 77% wydajności teoretycznej). Wydajność reakcji
jest to stosunek ilości rzeczywiście otrzymanego produktu do ilości możliwej teoretycznie do otrzymania (wyliczonej na podstawie równania głównej reakcji). Ale znacznie ważniejsze od definicji
wydajności reakcji jest wyraźne stwierdzenie, że między tymi samymi substratami prawie
zawsze jest możliwy także inny przebieg reakcji niż tylko ten wskazany równaniem reakcji.
To, według jakiego schematu będzie przebiegać główna reakcja między danymi substratami, zależy
od warunków reakcji (głównie: temperatura, rozpuszczalnik, stan skupienia reagentów, obecność
katalizatora itp.). Można to też ująć nieco inaczej: jeśli między danymi substratami jest teoretycznie możliwość przebiegu więcej niż jednej reakcji (a prawie zawsze jest), to warunki reakcji
przyspieszając przebieg jednych procesów, a hamując innych, decydują o wydajności
głównego nurtu reakcji.