Gas Law Stoichiometry Worksheet Answer Key

Witajcie młodzi chemicy! Przygotujcie się na przygodę ze stechiometrią gazową. Wyjaśnimy to krok po kroku. Zaczynamy!

Czym jest stechiometria?

Stechiometria to gałąź chemii. Zajmuje się ona ilościowymi relacjami pomiędzy reagentami i produktami w reakcjach chemicznych. Wyobraźcie sobie przepis na ciasto. Stechiometria powie Wam, ile mąki, jajek i cukru potrzebujecie, żeby wyszło idealne ciasto.

Reakcje chemiczne przebiegają zgodnie z określonymi proporcjami. Te proporcje są zapisane w równaniach chemicznych. Stechiometria pomaga nam obliczyć, ile produktu powstanie z danej ilości substratów.

Prawa gazowe – podstawa

Gazy rządzą się swoimi prawami. Musimy je znać, aby zrozumieć stechiometrię gazową. Omówimy kilka najważniejszych.

Prawo Boyle’a-Mariotte’a: Mówi, że objętość gazu jest odwrotnie proporcjonalna do ciśnienia, przy stałej temperaturze i liczbie moli. Wyobraźcie sobie strzykawkę. Gdy zmniejszacie jej objętość (zwiększacie ciśnienie), gaz się spręża.

Prawo Charles’a: Objętość gazu jest proporcjonalna do temperatury, przy stałym ciśnieniu i liczbie moli. Balon napełniony powietrzem zmniejszy swoją objętość w niskiej temperaturze. Podgrzanie go spowoduje zwiększenie objętości.

Prawo Gay-Lussaca: Ciśnienie gazu jest proporcjonalne do temperatury, przy stałej objętości i liczbie moli. Gdy rozgrzejemy puszkę ze sprayem, ciśnienie wewnątrz wzrośnie i może ona eksplodować.

Prawo Avogadro: Równe objętości gazów, w tych samych warunkach temperatury i ciśnienia, zawierają tyle samo cząsteczek. To oznacza, że jeden mol dowolnego gazu zajmuje taką samą objętość w danych warunkach. Jeden mol każdego gazu w warunkach normalnych (0°C i 1013 hPa) zajmuje objętość 22,4 dm³.

Prawo gazu doskonałego: Łączy wszystkie powyższe prawa. Opisuje zależność między ciśnieniem (P), objętością (V), liczbą moli (n), stałą gazową (R) i temperaturą (T). Wzór wygląda tak: PV = nRT. Gdzie R to stała gazowa (8,314 J/(mol·K)).

Warunki normalne i standardowe

Musimy wiedzieć, co to są warunki normalne i standardowe. To ułatwia obliczenia. Często spotkacie je w zadaniach.

Warunki normalne (WN): Temperatura 0°C (273,15 K) i ciśnienie 1013,25 hPa (1 atm). W warunkach normalnych jeden mol gazu zajmuje objętość około 22,4 dm³.

Warunki standardowe (STP): Temperatura 25°C (298,15 K) i ciśnienie 1000 hPa (1 bar). W warunkach standardowych objętość molowa gazu jest trochę inna niż w warunkach normalnych. Zwykle przyjmuje się wartość 24,47 dm³.

Stechiometria gazowa – praktyka

Teraz połączymy prawa gazowe ze stechiometrią. Będziemy obliczać ilości reagentów i produktów gazowych.

Krok 1: Zapisz i zbilansuj równanie reakcji

To jest podstawa! Upewnij się, że równanie jest dobrze zbilansowane. To oznacza, że liczba atomów każdego pierwiastka jest taka sama po obu stronach równania. Na przykład:

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g)

Widzimy, że dwa mole wodoru reagują z jednym molem tlenu, tworząc dwa mole pary wodnej.

Krok 2: Zamień dane na mole

Jeśli masz podaną masę, objętość lub ciśnienie gazu, zamień to na liczbę moli. Użyj odpowiednich wzorów:

• Masa na mole: n = m/M (gdzie m to masa, a M to masa molowa)
• Objętość na mole (w warunkach normalnych): n = V/22,4 dm³/mol
• Objętość, ciśnienie i temperatura na mole (prawo gazu doskonałego): n = PV/RT

Przykład: Masz 44,8 dm³ tlenu w warunkach normalnych. Ile to moli? n = 44,8 dm³ / 22,4 dm³/mol = 2 mole.

Krok 3: Użyj współczynników stechiometrycznych

Teraz korzystamy ze współczynników z zbilansowanego równania. Pokazują one stosunek molowy między reagentami i produktami.

W naszej reakcji 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g), stosunek wodoru do tlenu to 2:1. Oznacza to, że na każdy mol tlenu potrzebujemy 2 mole wodoru.

Jeżeli mamy 2 mole tlenu, to potrzebujemy 2 * 2 = 4 mole wodoru.

Krok 4: Oblicz ilość produktu lub substratu

Znając liczbę moli, możemy obliczyć masę, objętość lub ciśnienie produktu lub substratu. Użyj odpowiednich wzorów.

Jeśli chcemy obliczyć objętość pary wodnej powstałej z 2 moli tlenu (w warunkach normalnych), to najpierw obliczamy liczbę moli pary wodnej. Z równania reakcji widzimy, że z 1 mola tlenu powstają 2 mole pary wodnej. Zatem z 2 moli tlenu powstaną 4 mole pary wodnej. Objętość pary wodnej to 4 mole * 22,4 dm³/mol = 89,6 dm³.

Przykład zadania

Spalono 5 g metanu (CH₄) w tlenie. Oblicz objętość powstałego dwutlenku węgla (CO₂) w warunkach normalnych.

1. Zapisz i zbilansuj równanie: CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂O (g)
2. Oblicz liczbę moli metanu: M(CH₄) = 16 g/mol. n(CH₄) = 5 g / 16 g/mol = 0,3125 mola
3. Ustal stosunek molowy: Z równania widzimy, że 1 mol CH₄ daje 1 mol CO₂.
4. Oblicz liczbę moli CO₂: n(CO₂) = n(CH₄) = 0,3125 mola
5. Oblicz objętość CO₂ w warunkach normalnych: V(CO₂) = 0,3125 mola * 22,4 dm³/mol = 7 dm³

Odpowiedź: Powstało 7 dm³ dwutlenku węgla.

Wskazówki i triki

Zawsze dokładnie czytaj treść zadania. Zwróć uwagę na warunki (normalne, standardowe, inne). Upewnij się, że wszystkie jednostki są spójne. Przekształć je, jeśli trzeba. Regularnie ćwicz. Im więcej zadań rozwiążesz, tym lepiej zrozumiesz stechiometrię gazową. Pamietaj o jednostkach! To bardzo ważne żeby ich nie pomylić.

Pamiętaj, stechiometria gazowa to połączenie wiedzy o prawach gazowych i umiejętności obliczania proporcji w reakcjach chemicznych. Powodzenia!