Pobierz plik

Dla wyrażania masy atomów i cząsteczek przyjęto specjalną jednostkę, zwaną jednostką masy
atomowej i oznaczaną literą u (zwaną czasem daltonem - skrót Da, na cześć angielskiego uczonego
z XIX wieku).Wzorcem 1 Da jest 1/12 masy atomu węgla 12C.
Czemu masy cząsteczek i atomów nie wyrażamy w gramach? To głównie ze względów praktycznych. 1 atom najlżejszego pierwiastka 1H waży 0,000 000 000 000 000 000 000 001 661g,
najcięższy zaś atom naturalnego pierwiastka jest tylko około 250 razy cięższy, czyli jego masa
wynosi w przybliżeniu 0,000 000 000 000 000 000 000 4 g. Jak widzisz, używanie takich wartości
w obliczeniach byłoby bardzo niewygodne i prowadziło do częstych pomyłek. Jednak w praktyce
chemicznej nie stosujemy substancji w ilościach liczonych w pojedynczych cząsteczkach czy
atomach, a odważamy je w ilościach gramowych, w skali przemysłowej zaś nawet w tonach. Jeśli
chcemy przeprowadzić reakcję chemiczną, której przebieg, a więc i równanie reakcji, jest nam
znane, to na podstawie tego równania dość prosto możemy określić, w jakim stosunku należy użyć
cząsteczek reagentów. Na przykład, dla przeprowadzenia reakcji otrzymywania wody z wodoru
i tlenu analizujemy równanie chemiczne:
2H2 + O2 —> 2H2O
Z analizy wynika, że należy wziąć dwa razy więcej cząsteczek wodoru niż cząsteczek tlenu, a wody
powstanie tyle cząsteczek ile było w reakcji cząsteczek wodoru. No dobrze, ale przecież nikt
w praktyce nie policzy ilości atomów czy cząsteczek substratów i produktów. Musimy więc jakoś
powiązać ilość cząsteczek (atomów), ich masę wyrażoną w jednostkach masy atomowej u i ich
masę wyrażoną w gramach.
Ponieważ wiemy, że masa atomowa wodoru wynosi 1u a tlenu 16u, to w zestawieniu z równaniem reakcji dowiadujemy się, że wodór z tlenem należy zmieszać w stosunku mas 4:32. Skąd
taki wniosek? Z równania reakcji wynika, że najmniejsza ilość wodoru potrzebna do tej reakcji
musi mieć masę 4u (2H2) i wówczas tlenu potrzeba 32u (O2) a wody otrzymamy 2·(2+16)=36u.
Oczywiście w praktyce przeprowadzimy reakcję ze znacznie większymi ilościami reagentów, lecz
ich stosunek masowy (wagowy) musi być zawsze jak 4:32. Możemy wziąć na przykład 4g wodoru
i 32g tlenu, by uzyskać 36g wody.
I teraz pora, by niczym magik z kapelusza, wyciągnąć bardzo ważną wartość łączącą masę
atomową (cząsteczkową) z masą odważaną w gramach i ilością atomów (cząsteczek). Ta „magiczna” wartość nosi nazwę liczby Avogadra i wynosi 602 200 000 000 000 000 000 000, lub
w zapisie łatwiejszym do zapamiętania (a zapamiętać trzeba) NA = 6,022·1023. Jej „magiczność”
polega na tym, że jeżeli rzeczywistą masę dowolnego atomu, jonu czy cząsteczki (tę wyrażoną
w gramach, z ponad dwudziestoma zerami po przecinku) pomnożymy przez liczbę Avogadra, to
otrzymamy w wyniku masę w gramach, liczbowo równą masie atomowej (cząsteczkowej).
Dla wodoru będzie to:
0,000 000 000 000 000 000 000 001 661g x 602 200 000 000 000 000 000 000 = 1,00g
dla tlenu zaś:
0,000 000 000 000 000 000 000 026 576g x 602 200 000 000 000 000 000 000 = 16,00g
a w przypadku węgla:
0,000 000 000 000 000 000 000 019 932g x 602 200 000 000 000 000 000 000 = 12,00g
Ponieważ używanie w obliczeniach liczby Avogadra do wygodnych też nie należy, wprowadzono pojęcie mola. Jest to tzw. miara liczności (podobnie jak tuzin czy kopa), czyli innymi słowy,
każdy zbiór zawierający taką ilość elementów, która jest równa liczbie Avogadry, nazywamy
molem. A więc może być mol atomów, cząsteczek, elektronów itp.
Dla praktycznego zastosowania warto pamiętać, że mol, to taka masa danej substancji wyrażona
w gramach, która liczbowo równa jest masie atomowej bądź cząsteczkowej tej substancji. Tak więc
1 mol to w przypadku wodoru H2 – 2g, w przypadku wody – 18g, w przypadku siarki – 32g a dla
kwasu siarkowego(VI) to 98g (H2SO4 – 2 + 32 + 4·16 = 98).
Przećwiczmy jeszcze raz te najprostsze obliczenia chemiczne w odniesieniu do reakcji otrzymywania kwasu siarkowego(VI) H2SO4:
Równanie reakcji otrzymywania kwasu z tlenku i wody:
SO3 + H2O ——> H2SO4
Jak wynika z równania, reakcja przebiega następująco – każda cząsteczka tlenku łączy się z jedną
cząsteczką wody dając cząsteczkę kwasu siarkowego(VI). Jeżeli stosunek ilości cząsteczek
substratów w reakcji jest 1:1, to znaczy, że na każdy mol tlenku siarki(VI) SO 3 potrzebujemy mol
wody, by w wyniku reakcji otrzymać mol kwasu siarkowego(VI) H 2SO4. Taki wniosek wynika
z faktu zawartości w 1 molu każdej substancji takiej samej ilości elementów (liczba Avogadry),
zatem stosunek ilości cząsteczek w równaniu stechiometrycznym reakcji przenosi się na stosunek
moli w realnie przeprowadzanym procesie chemicznym.
Ponieważ:
masa atomowa siarki – 32u
masa atomowa tlenu – 16u
masa atomowa wodoru – 1u
to:
masa cząsteczkowa SO3 wynosi 32 + 3·16 = 80 u
masa cząsteczkowa H2O wynosi 2 + 16 = 18 u
masa cząsteczkowa H2SO4 wynosi 2 + 32 + 4·16 = 98 u
zaś
1 mol tlenku siarki(VI) to 80 g;
1 mol wody to 18 g;
1 mol kwasu siarkowego(VI) to 98 g
Tak, więc jeśli do reakcji weźmiemy 80 g tlenku siarki(VI) (1 mol), to musimy dostarczyć także
18 g wody (też 1 mol) i w wyniku reakcji otrzymamy 1 mol kwasu siarkowego(VI) (98 g). Nikt
i nic nas oczywiście nie zmusza, by były to zawsze ilości 1 mola, ważne, tylko by ilości moli
wziętych do reakcji były w stosunku do siebie 1:1 (czyli tak, jak stosunek cząsteczek w równaniu).
Najpopularniejszym chyba problemem jest, ile wziąć substratów, by otrzymać konkretną ilość
interesującego nas produktu. Postawmy sobie taki problem: ile musimy wziąć tlenku siarki i ile
wody, by otrzymać 1000 g kwasu siarkowego?
Z równania wynika, że musimy wziąć po tyle moli tlenku i wody, ile moli kwasu chcemy
otrzymać. Liczymy zatem ile to moli 1000 g kwasu:
1000/98 = 10,204 mola
zatem tlenku siarki i wody też musi być 10,204 mola;
dla tlenku siarki(VI) to 10,204·80 = 816,33 g
dla wody to 10,204·18 = 183,67 g
W następnym etapie zajmiemy się praktycznymi aspektami „przekładania” równań stechiometrycznych na praktyczne działanie, bo nie zawsze wszystko jest tak proste, jak w tych przykładach powyżej.
Na koniec jeszcze jedna uwaga dla dociekliwych. W literaturze spotkacie się z określeniami
liczba Avogadra i stała Avogadra. To pierwsze stosujemy do samej wartości, czyli liczby 6,022·10 23,
stała Avogadra zaś to liczba mianowana NA = 6,022·1023 mol-1. Niektórzy autorzy mogą stosować
oba pojęcia zamiennie, jako synonimy.