Pamiętaj o poprawnym zapisie równania reakcji. $1 \text{mol}$ azotku litku przereaguje z $3$ molami wody.

$$ m_{{\text{Li}}_3\text{N}}=70 \mathrm{g}$$

$M_{{\text{Li}}_3\text{N}}=35 \mathrm{g}$

$n=\frac{m}{M}=\frac{70 \mathrm{g}}{35 \frac{\mathrm{g}}{\text{mol}}}=2 \text{mol}$

$n_{{\text{Li}}_3\text{N}}=2 \text{mol}=n_{{\text{NH}}_3}$

Objętość $1$ mola gazu w warunkach normalnych wynosi $\mathrm{22,41} {\mathrm{dm}}^3$.

Powstała objętość amoniaku to $\mathrm{44,82} {\mathrm{dm}}^3$.

Zapisz równania reakcji chemicznej:

Oblicz metodą proporcji:

$M_{\text{C}}=12 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

Można otrzymać $\mathrm{1,87} {\mathrm{m}}^3$ tlenku węgla($\text{IV}$).

Do obliczenia objętości gazów skorzystaj z równania Clapeyrona:

$p$ – ciśnienie atmosferyczne $\left[\mathrm{hPa}\right]$;
$V$ – objętość gazu ${\mathrm{dm}}^3$;
$n$ – liczba moli gazu $\left[\mathrm{mol}\right]$ ;
$R$ – stała gazowa $83,1 \left[\frac{\mathrm{hPa}·{\mathrm{dm}}^3}{\mathrm{mol}·\mathrm{K}}\right]$;
$T$ – temperatura $\left[\mathrm{K}\right]$ $\left(0°\mathrm{C} = \mathrm{273,15} \mathrm{K}\right)$.

Równanie zachodzącej reakcji chemicznej:

Analizując równanie reakcji, można określić następującą zależność:

$M_{\mathrm{substrat}}=14 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+5·1 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+12 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+3·16 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}=79 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

$M_{\mathrm{substrat}}=14 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+5·1 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+12 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+3·16 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}=$$=79 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}{n}_{\mathrm{substrat}}=\frac{m_{\mathrm{substrat}}}{M_{\mathrm{substrat}}}=\frac{395 \mathrm{g}}{79 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}}=5 \mathrm{mol}$

W wyniku rozkładu $5$ moli wodorowęglanu amonu otrzymujemy $5$ moli amoniaku, $5$ moli tlenku węgla$\left(\text{IV}\right)$ oraz $5$ moli wody. W sumie otrzymujemy $15$ moli gazowych produktów. Przekształcając równanie Clapeyrona, możemy określić objętość wydzielonych gazów.

Pamiętaj o zamianie stopni Celsjusza na Kelwiny.

$V=\frac{nRT}{p}=\frac{15 \cancel{\mathrm{mol}}·83,1 \frac{\cancel{\mathrm{hPa}}·{\mathrm{dm}}^3}{\cancel{\mathrm{mol}}·\cancel{\mathrm{K}}}·393,15 \cancel{\mathrm{K}}}{1013,25\cancel{ \mathrm{hPa}}}=484 {\mathrm{dm}}^3$

Z rozkładu termicznego $395$ $\mathrm{g}$ wodorowęglanu amonu otrzymuje się $484$ ${\mathrm{dm}}^3$ gazowych produktów.

Zacznij od zapisania równania reakcji węglanu wapnia z kwasem solnym.

$m_{\text{próbki}}=\mathrm{6,4} \mathrm{g}$

$m_{{\text{CO}}_2}=\mathrm{0,352} \mathrm{g}$

$M_{{\text{CaCO}}_3}=100 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

$M_{{\text{CO}}_2}=44 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

$n_{{\text{CO}}_2}=\frac{\mathrm{0,352} \mathrm{g}}{44 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}}=\mathrm{0,008} \mathrm{mol}=n_{{\text{CaCO}}_3}$

$m_{{\text{CaCO}}_3}=\mathrm{0,008} \mathrm{mol}·100 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}=\mathrm{0,8} \mathrm{g}$

Wapno palone zawiera $x=\mathrm{12,5}\%$ masowych ${\text{CaCO}}_3$.

Równanie reakcji fermentacji:

W pierwszej kolejności zapisujemy równanie reakcji, a następnie nanosimy dane podane w zadaniu.

Następnie układamy proporcję:

Z $60$ $\mathrm{g}$ glukozy można otrzymać $x=4,01·{10}^{23}$ cząsteczek ${\text{CO}}_2$.

Skorzystaj ze wzoru na objętość: $V=\frac{nRT}{p}$.

Równanie reakcji:

$M_{{\text{N}}_2{\text{H}}_4}=32 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

$m_{{\text{N}}_2{\text{H}}_4}=1000 \mathrm{g}$

$n_{{\text{N}}_2{\text{H}}_4}=\mathrm{31,25} \mathrm{mol}$

Oblicz liczbę moli gazów:

Oblicz objętości gazów:

$V=\frac{nRT}{p}=\frac{52 \mathrm{mole}·8,31 \frac{\mathrm{J}}{\mathrm{mol}·\mathrm{K}}·1300 \mathrm{K}}{101325 \mathrm{Pa}}=5,544 {\mathrm{m}}^3=5544 {\mathrm{dm}}^3$

Reakcja chemiczna zachodzi pomiędzy jednym molem ortofosforanu$\left(\text{V}\right)$ wapnia oraz dwoma molami kwasu siarkowego$\left(\text{VI}\right)$. Pamiętaj o prawidłowym dobraniu współczynników stechiometrycznych w reakcji. W obliczeniach skorzystaj z proporcji.

1. ${\text{Ca}}_3{\left({\text{PO}}_4\right)}_2+2 {\text{H}}_2{\text{SO}}_4\to \text{Ca}{\left({\text{H}}_2{\text{PO}}_4\right)}_2+2 {\text{CaSO}}_4$

2. $M_{\text{Ca}{\left({\text{H}}_2{\text{PO}}_4\right)}_2}=40 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+4·1 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+2·31 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}+8·16\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}=234 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

Zawartość procentowa masowa fosforu wynosi $\mathrm{26,5}\%$.

W bilansie jonowo–elektronowym wykorzystuje się cząsteczki wody oraz jony wodorotlenkowe lub oksoniowe.

1. Uzgodnij jonowe równania reakcji z podaniem bilansu jonowo‑elektronowego.
   Pierwszy etap:

   $${\text{NH}}_4^{+}+10 {\text{H}}_2\text{O}\to {\text{NO}}_2^{-}+8 {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+6 {\text{e}}^{- }\overline{)·2}$$
   $${\text{O}}_2+4 {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+4 {\text{e}}^{- }\text{→}6 {\text{H}}_2\text{O} \overline{)·3}$$
   $$2{\text{ NH}}_4^{+}+\stackrel{2}{\bcancel{20}} {\text{H}}_2\text{O}\to 2 {\text{NO}}_2^{-}+\stackrel{4}{\bcancel{16 }}{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+\bcancel{12 {\text{e}}^{-}}$$

Uzgodnione równanie:

Drugi etap:

Uzgodnione równanie:

2. Oblicz objętości tlenu.

$m_{{\text{NH}}_4^{+}}=9 \mathrm{g}$
$n_{{\text{NH}}_4^{+}}=\frac{9 \mathrm{g}}{18 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}}=\mathrm{0,5} \mathrm{mol}$

W warunkach normalnych objętośc $1$ mola gazu wynosi $\mathrm{22,41}$ ${\mathrm{dm}}^3$.
$V_{{\text{O}}_2}=\mathrm{22,41} {\mathrm{dm}}^3·\mathrm{0,75} \mathrm{mol}=\mathrm{16,80} {\mathrm{dm}}^3$

Należy zużyć $\mathrm{16,80}$ ${\mathrm{dm}}^3$$$ {\text{O}}_2$.$

Równanie reakcji chemicznej:

Na podstawie równania, należy obliczyć ilość tlenku siarki($\text{VI}$), jaką powinno się otrzymać z $40$ $\mathrm{g}$ tlenku siarki($\text{IV}$).

Wydajność procentowa reakcji wynosi $90\%$.

Całkowitą wydajność procesu można obliczyć ze wzoru:

Należy pamiętać, że procent jest ułamkiem o mianowniku $100$.

Wydajność całkowita procesu wynosi $\mathrm{75,24}\%$.

W pierwszej kolejności oblicz wydajność teoretyczną.

Równanie reakcji:

Z jednego mola cząsteczek jodu powstają dwa mole jodowodoru.

Ta zależność obowiązuje przy $100\%$ wydajności.

Dla wydajności równej $78\%$ obliczamy masę powstałego jodowodoru, mnożąc wartość $256$ $\mathrm{g}$ przez $78\%$:

Oznacza to, że z $254$ $\mathrm{g}$ otrzymujemy $\mathrm{199,68}$ $\mathrm{g}$ jodowodoru.

Należy użyć $\mathrm{636,02}$ $\mathrm{g}$ jodu.

Równanie reakcji:

Należy obliczyć powstałą ilość moli produktu przy 100% wydajności.

Następnie obliczyć liczbę moli metanu, potrzebną do przeprowadzenia ćwiczenia.

Z równania rekacji wynika, że na $1 \text{mol}$ substratu (metanu) przypada $1 \text{mol}$ produktu (chlorometanu).

Do reakcji należy użyć $40 \text{mol}$ metanu.

Oblicz teoretyczną wydajność tlenku wapnia w oparciu o powyższe równanie reakcji.

Następnie pomnóż teoretyczną wydajność przez procentową wydajność.

Wydajność teoretyczna do otrzymania tlenku wapnia:

Jest to masa $\text{CaO}$, którą można otrzymać przy założeniu $100\%$ wydajności reakcji.

Oblicz ilość otrzymanego $\text{CaO}$:

Można otrzymać $\mathrm{23,97}$ $\mathrm{g}$ $\text{CaO}$.

Skorzystaj ze wzoru na obliczenie wydajności procentowej.

Wydajność rzeczywista wynosi $62\%$.

Równanie reakcji chemicznej:

W pierwszej kolejności należy obliczyć ilość $\text{HCI}$ przy założeniu $100\%$ wydajności.

Zakładamy warunki normalne:

Objętość chloru wynosi $\mathrm{31,9}$ ${\mathrm{dm}}^3$ ${\text{Cl}}_2$.

W pierwszej kolejności należy obliczyć wydajność teoretyczną.

Krok $1.$ Wypisujemy masy molowe dla reagentów, które posłużą do obliczeń:

$M_{\text{Fe}}=56 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

$M_{{\text{FeCl}}_3}=\mathrm{162,5} \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

$M_{\text{Fe}{\left(\text{OH}\right)}_3}=107 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

$M_{{\text{Fe}}_2{\text{O}}_3}=160 \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$

Krok $2.$ Układamy proporcję dla pierwszego równania reakcji – obliczamy masę otrzymanego ${\text{FeCl}}_3$:

Krok $3.$ Układamy proporcję dla drugiego równania reakcji – obliczamy masę otrzymanego $\text{Fe}{\left(\text{OH}\right)}_3$:

Krok $4.$ Układamy proporcję dla trzeciego równania reakcji – obliczamy masę otrzymanego ${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3$:

Krok $5.$ Obliczamy wydajność całego procesu:

Wydajność całego procesu wynosi $70\%$.

Masa molowa magnezu to $24 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$, a siarczku magnezu $56 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$.

W reakcji otrzymano $\mathrm{25,7} \text{g}$ $\text{MgS}$.

Pamiętaj,że masa molowa $\text{NaOH}$ to $40 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$, masa molowa ${\text{H}}_2{\text{SO}}_4$ to $98 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$, a masa molowa siarczanu$\left(\text{VI}\right)$ sodu wynosi $142 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$.

1. Układamy proporcję:

   $$\underset{x}{\overset{2·40 \frac{\text{g}}{\text{mol}}}{2 \text{NaOH}}}+\underset{y}{\overset{98 \frac{\text{g}}{\text{mol}}}{{\text{H}}_2{\text{SO}}_4}}\to \underset{25 \text{g}}{\overset{142 \frac{\text{g}}{\text{mol}}}{{\text{Na}}_2{\text{SO}}_4}}+2 {\text{H}}_2\text{O}$$

2. Obliczamy $x$, czyli masę wodorotlenku sodu:

   $$2·40 \frac{\text{g}}{\text{mol}} — 142 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$$
   $$x — 25 \text{g}$$
   $$x=\frac{2·40 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}·25 \text{g}}{142 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}}$$
   $$x=\mathrm{14,08} \text{g}$$

3. Obliczamy $y$, czyli masę kwasu siarkowego$\left(\text{VI}\right)$:

   $$98 \frac{\text{g}}{\text{mol}} — 142 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$$
   $$y — 25 \text{g}$$
   $$y=\frac{98 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}·25 \text{g}}{142 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}}$$
   $$y=\mathrm{17,25} \text{g}$$

W reakcji należy wykorzystać $\mathrm{14,08} \text{g}$ wodorotlenku sodu oraz $\mathrm{17,25} \text{g}$ kwasu siarkowego$\left(\text{VI}\right)$.

Gęstość tlenu wynosi $\mathrm{1,43} \frac{\text{g}}{{\text{cm}}^3}$.

1. Układamy proporcję:

   $$\underset{15 \text{g}}{\overset{28 \frac{\text{g}}{\text{mol}}}{{\text{C}}_2{\text{H}}_4}}+\underset{y}{\overset{3·32 \frac{\text{g}}{\text{mol}}}{3 {\text{O}}_2}}\to \underset{x}{\overset{2·44 \frac{\text{g}}{\text{mol}}}{2 {\text{CO}}_2}}+2 {\text{H}}_2\text{O}$$

2. Obliczamy masę otrzymanego tlenku węgla$\left(\text{IV}\right)$:

   $$28 \frac{\text{g}}{\text{mol}} — 2·44 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$$
   $$15 \text{g} - x$$
   $$x=\frac{\left(2·44 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}\right)·15 \text{g}}{28 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}}$$
   $$x=47 \text{g}$$

3. Obiczamy masę tlenu wiedząc, że $m_{\mathit{\text{substratów}}}=m_{\mathit{\text{produktów}}}$:

   $$15 \text{g}+y=66 \text{g}$$
   $$y=51 \text{g}$$

4. Obliczamy objętość tlenu korzystając z przekształconego wzoru:

   $$d=\frac{m}{V} \Rightarrow V_{{\text{O}}_2}=\frac{m_{{\text{O}}_2}}{d_{{\text{O}}_2}}$$
   $$V_{{\text{O}}_2}=\frac{51 \text{g}}{\mathrm{1,43} {\displaystyle \frac{\text{g}}{{\text{cm}}^3}}}=\mathrm{35,66} {\text{cm}}^3$$

W reakcji otrzymano $47 \text{g}$ ${\text{CO}}_2$. Z etenem przereagowało $\mathrm{35,66} {\text{cm}}^3$ tlenu.

Równania reakcji powstawania wapna palonego z wapienia oraz wapna hydratyzowanego z wapna palonego:

Przyjmij, że tlenek krzemu($\text{IV}$) ${\text{SiO}}_2$ jest stabilny w temperaturze wypalania.

1. Oblicz masę wodorotlenku wapnia.

Z $1$ mola ${\text{CaCO}}_3$ powstaje $1$ mol $\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}_2$. Skoro wapień zawiera $92\%$ ${\text{CaCO}}_3$, to w $100 \mathrm{kg}$ wapienia będą $92 \mathrm{kg}$ ${\text{CaCO}}_3$.

2. W wapieniu zanieczyszczenia stanowią $8\%$, a pozostałe $92\%$ stanowi węglan wapnia. Zatem w $100 \mathrm{kg}$ wapienia zawartość ${\text{SiO}}_2$ wynosi $8 \text{kg}$ i nie ulega zmianie w czasie prażenia.

3. Do obliczonej w punkcie $1.$ masy należy dodać $8 \text{kg}$.

4. Zawartość $\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}_2$ w wapnie hydratyzowanym:

Masa wapna hydratyzowanego wynosi $\mathrm{76,08} \text{kg}$. Zawartość wodorotlenku wapnia w analizowanym wapnie hydratyzowanym to $\mathrm{89,48}\%$.

1. Oblicz liczbę moli hydrazyny z uwzględnieniem stechiometrii reakcji.

2. Skorzystaj z równania Clapeyrona:

   $$pV=nRT$$

   gdzie:

   • $p$ – ciśnienie $\left[\text{Pa}\right]$;

   • $V$ – objętość $\left[{\text{m}}^3\right]$;

   • $n$ – liczba moli;

   • $T$ – temperatura $\left[\text{K}\right]$;

   • $R$ – stała gazowa $\left[\frac{\text{J}}{\text{mol}·\text{K}}\right]$.

3. Pamiętaj o jednostkach ($\text{Pa}=\frac{\text{N}}{{\text{m}}^2}$).

1. Oblicz liczbę moli hydrazyny, biorącej udział w reakcji.

$n=\frac{m}{M}=\frac{1 \text{kg}}{32 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}}=\frac{1000 \text{g}}{32 {\displaystyle \frac{\text{g}}{\text{mol}}}}=\mathrm{31,25} \text{mol}$

2. Oblicz objętości produktów (${\text{m}}^3$) z równania Clapeyrona.

Przekształć wzór:

Ciśnienie wyrażamy w $\mathrm{Pa}$:

$\mathrm{1013,25} \mathrm{hPa}=101325 \mathrm{Pa}$

$V=\frac{\mathrm{52,08} \text{mol}·\mathrm{8,314} {\displaystyle \frac{\text{J}}{\text{mol}·\text{K}}}·1300 \text{K}}{101325 \text{Pa}}=\mathrm{5,555} {\text{m}}^3$

Z $1 \text{kg}$ hydrazyny powstanie $\mathrm{5,555} {\text{m}}^3$ produktów gazowych.

Równanie reakcji otrzymywania dichromianu($\text{VI}$) amonu w reakcji tlenku chromu($\text{VI}$) z wodnym roztworem amoniaku:

Na podstawie równania reakcji, zapisz proporcje łączące liczbę moli substratu $\left({\text{CrO}}_3\right)$ i otrzymanego produktu:

Wypisz masy molowe reagentów:

$M_{{\text{CrO}}_3}=100 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$

$M_{{\left({\text{NH}}_4\right)}_2{\text{Cr}}_2{\text{O}}_7}=252 \frac{\text{g}}{\text{mol}}$

Ułóż proporcję. Zwróć uwagę, że zgodnie ze stechiometrią równania reakcji, z $200 \text{g}$ tlenku chromu($\text{VI}$) możemy otrzymać $252 \text{g}$ dichromianu($\text{VI}$) amonu:

Wydajność oblicz na podstawie doświadczalnej masy produktu, wynoszącej $9 \text{g}$ i masy stechiometrycznej, wynoszącej $\mathrm{12,6} \text{g}$:

$W=\frac{9 \text{g}}{\mathrm{12,6} \text{g}}·100\%=\mathrm{71,43}\%$

Wydajność procesu jest równa $\mathrm{71,43}\%$.

Zapisz równanie reakcji otrzymywania siarczku cynku, a następnie zastanów się, który z substratów będzie występował w ilości limitującej.

Zapisz równanie reakcji otrzymywania siarczku cynku:

Zapisz masy molowe substratów:

Zastanów się, która masa jakiego substratu będzie ograniczająca. Na jeden mol cynku przypada jeden mol siarki, co oznacza, że na $65 \text{g}$ cynku przypadają $32 \text{g}$ siarki. Wynika stąd, że ograniczającym substratem będzie cynk, więc w reakcji weźmie udział $100 \text{g}$ cynku (podano w poleceniu) i to wobec niego powinno się zapisywać proporcje.

Aby przereagował cały cynk przygotowany do reakcji ($100 \text{g} \text{Zn}$) potrzebne jest $\mathrm{49,23} \text{g}$ siarki. Mamy do dyspozycji $100 \text{g}$ siarki. Siarki użyto zatem w nadmiarze.

Zakładając, że proces przebiega ze stuprocentową wydajnością, otrzymujesz następującą masę siarczku cynku:

Jeżeli chcesz obliczyć $90\%$ wydajności, musisz wykonać poniższe działanie:

Masa otrzymanego $\text{ZnS}$ wynosi $\mathrm{134,31} \text{g}$.