Wzór związku chemicznego niesie ze sobą informacje jakie pierwiastki tworzą dany związek oraz podaje liczby atomów poszczególnych pierwiastków w cząsteczce. Niezależnie od sposobu otrzymania danego związku skład jego cząsteczki zawsze będzie taki sam, np. cząsteczka wody może być produktem m.in. reakcji spalania wodoru ( 1 ) lub zobojętniania ( 2 ). W obydwu wymienionych przypadkach woda posiada ten sam wzór chemiczny, t.j. \( \text{H}_{2}\text{O} \).

(1)

\( 2\text{H}_{2}+\text{O}_{2}=2\text{H}_{2}\text{O} \)

(2)

\( \text{HCl}+\text{NaOH}=\text{NaCl}+\text{H}_{2}\text{O} \)

Prawo 1: Prawo stosunków stałych (prawo stałości składu)

Pierwiastki tworzące dany związek chemiczny łączą się ze sobą w ściśle określonych oraz stałych stosunkach wagowych.

Dla cząsteczki wody stosunek liczby atomów wodoru do liczby atomów tlenu to 2 do 1, natomiast stosunek mas atomów pierwiastków w próbe o dowolnej wielkości jest równy stosunkowi mas molowych tych pierwiastków \( M \) przemnożonych przez odpowiednie współczynniki stechiometryczne i wynosi 1 do 8:

(3)

\( \begin{align*}\frac{n_{H}}{n_{O}}&=\frac{2}{1}\\ \frac{m_{H}}{m_{O}}&=\frac{2{\cdot}M_{H}}{M_{O}}=\frac{2{\cdot}1\text{ u}}{16\text{ u}}=\frac{1}{8}\end{align*} \)

Analogicznie, dla cząsteczki dwutlenku węgla \( \text{CO}_{2} \) można zapisać:

(4)

\( \begin{align*}\frac{n_{C}}{n_{O}}&=\frac{1}{2}\\ \frac{m_{C}}{m_{O}}&=\frac{M_{C}}{2{\cdot}M_{O}}=\frac{12\text{ u}}{2{\cdot}16\text{ u}}=\frac{3}{8}\end{align*} \)

Pierwiastki posiadające kilka możliwych tworzą z atomami innego pierwiastka związki w różnych proporcjach. Przykładowo, chrom tworzy z tlenem szereg tlenków, np.: tlenek chromu(II) \( \text{CrO} \), tlenek chromu(III) \( \text{Cr}_{2}\text{O}_{3} \), tlenek chromu(IV) \( \text{CrO}_{2} \) oraz tlenek chromu(VI) \( \text{CrO}_{3} \).

(5)

\( \begin{array}{rlrl}\text{CrO}:&\ &\text{CrO}_{2}:&\ \\\ &\Large{\frac{n_{Cr}}{n_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{1}{1}}&\ &\Large{\frac{n_{Cr}}{n_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{1}{2}}\\\ &\Large{\frac{m_{Cr}}{m_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{M_{Cr}}{M_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{52\text{ u}}{16\text{ u}}}\normalsize{=}\Large{\frac{13}{4}}&\ &\Large{\frac{m_{Cr}}{m_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{M_{Cr}}{2{\cdot}M_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{52\text{ u}}{32\text{ u}}}\normalsize{=}\Large{\frac{13}{8}}\\\text{Cr}_{2}\text{O}_{3}:&\ &\text{CrO}_{3}:&\ \\\ &\Large{\frac{n_{Cr}}{n_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{2}{3}}&\ &\Large{\frac{n_{Cr}}{n_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{1}{3}}\\\ &\Large{\frac{m_{Cr}}{m_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{2{\cdot}M_{Cr}}{3{\cdot}M_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{104\text{ u}}{48\text{ u}}}\normalsize{=}\Large{\frac{13}{6}}&\ &\Large{\frac{m_{Cr}}{m_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{M_{Cr}}{3{\cdot}M_{O}}}\normalsize{=}\Large{\frac{52\text{ u}}{48\text{ u}}}\normalsize{=}\Large{\frac{13}{12}}\end{array} \)

Prawo 2: Prawo stosunków wielokrotnych

Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą więcej niż jeden związek chemiczny, wówczas stosunki mas jednego pierwiastka do mas drugiego są stosunkami niewielkich liczb naturalnych.

Z wymienionymi powyżej prawami związane jest prawo stosunków objętościowych. Przykładowo, w reakcji spalania wodoru dwie jednostki objętości (np. \( 2\text{ ml} \), \( 2\text{ dm}^{3} \), \( 2\text{ m}^{3} \) itp.) gazowego wodoru reagują z jedną jednostką objętości gazowego tlenu dając dwie objętości wody w stanie gazowym. Stwierdzenie to jest prawdziwe dla objętości reagujących gazów zmierzonych w tych samych warukach temperatury i ciśnienia.

(6)

\( 2\text{H}_{2}(g)+\text{O}_{2}(g)=2\text{H}_{2}\text{O}(g)\\\begin{align*}n_{H_{2}}:n_{O_{2}}:n_{H_{2}O}&=2:1:2\\m_{H_{2}}:m_{O_{2}}:m_{H_{2}O}&=2:1:2\\V_{H_{2}}:V_{O_{2}}:V_{H_{2}O}&=2:1:2\end{align*} \)

Prawo 3: Prawo stosunków objętościowych Gay-Lussaca

Objętości reagujących ze sobą gazów oraz gazowych produktów zmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury pozostają w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Można wyróżnić trzy rodzaje wzorów chemicznych:

Wzór empiryczny - podaje pełną listę pierwiastków tworzących dany związkek chemiczny oraz stosunki molowe atomów poszczególnych pierwiastków przy użyciu możliwie najprostszych liczb całkowitych.
Wzór sumaryczny - oprócz listy pierwiastków podaje również liczby ich atomów przypadające na jedną cząsteczkę związku.
Wzór strukturalny - dostarcza pełniejszą informację na temat związku ukazując nie tylko jego skład pierwiastkowy, ale także organizację przestrzenną, obecność grup funkcyjnych, typy wiązań pomiędzy atomami.

Wzór empiryczny można otrzymać dzieląc współczynniki stechiometryczne stojące przy symbolach pierwiastków we wzorze sumarycznym przez ich największy wspólny dzielnik. Przykładowo, pojedyncza cząsteczka glukozy zbudowana jest z sześciu atomów węgla, dwunastu wodoru i sześciu tlenu:

\( \begin{array}{c}\text{C}_{6}\text{H}_{12}\text{O}_{6}\\ \text{C}:\text{H}:\text{O}=6:12:6\end{array} \)

Wzór empiryczny dla glukozy można utworzyć dzieląc współczynniki stechiometryczne stojące przy symbolach pierwiastków przez ich największy wspólnych dzielnik - sześć.

\( \begin{array}{c}\text{CH}_{2}\text{O}\\ \text{C}:\text{H}:\text{O}=1:2:1\end{array} \)

W przypadku związków, których cząsteczki zawierają pojedynczy atom przynajmniej jednego pierwiastka, wzór sumaryczny jest tożsamy ze wzorem empirycznym. Przykładem takiego związku jest kwas azotowy(V) \( \text{HNO}_{3} \), w którego cząsteczce występują pojedyncze atomy wodoru i azotu, a więc nie ma możliwości dalszego uproszczenia współczynników stechiometrycznych stojących przy symbolach tych pierwiastków.
Bez znajomości masy cząsteczkowej danego związku nie jest możliwa jego jednoznaczna identyfikacja w oparciu tylko o wzór empiryczny, który może być wspólny dla kilku zupełnie różnych związków posiadających własne wzory sumaryczne. Na przykład, \( \text{CH}_{2}\text{O} \) jest wspólnym wzorem empirycznym m. in. dla:

\( \text{Wzór}\ \text{empiryczny:}\ \text{CH}_{2}\text{O} \longrightarrow\begin{cases}{\begin{array}{rcl}\text{Aldehyd}\ \text{mrówkowy:}&\text{CH}_{2}\text{O}&M_{CH_{2}O}=30.03\text{ u}\\\text{Kwas}\ \text{octowy:}& \text{C}_{2}\text{H}_{4}\text{O}_{2}&M_{C_{2}H_{4}O_{2}}=60.05\text{ u}\\\text{Aldehyd}\ \text{glicerynowy:}& \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3}&M_{C_{3}H_{6}O_{3}}=90.08\text{ u}\\\text{Erytroza:}& \text{C}_{4}\text{H}_{8}\text{O}_{4}&M_{C_{4}H_{8}O_{4}}=120.10\text{ u}\\\text{Ryboza:}& \text{C}_{5}\text{H}_{10}\text{O}_{5}&M_{C_{5}H_{10}O_{5}}=150.13\text{ u}\\\text{Glukoza:}& \text{C}_{6}\text{H}_{12}\text{O}_{6}&M_{C_{6}H_{12}O_{6}}=180.16\text{ u}\end{array}}\end{cases} \)

W przypadku aldehydu mrówkowego, wzór empiryczny jest jednocześnie jego wzorem sumarycznym.

Przykłady obliczeń oraz zadania do samodzielnego rozwiązania związane ze stechiometrią wzorów chemicznych można znaleźć w module Stechiometria wzorów chemicznych - przykłady obliczeń.

Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4].

Bibliografia

1. A. Śliwa (Red.): Obliczenia chemiczne. Zbiór zadań z chemii nieorganicznej i analitycznej wraz z podstawami teoretycznymi, Państwowe Wydawnictwa Naukowe PWN, Warszawa 1979
2. Z. Kalicka, E. Kawecka-Cebula, M. Szałkowicz: Zbiór zadań z chemii ogólnej dla studentów metalurgii, Wydawnictwo AGH, 1991
3. K. M. Pazdro: Zbiór zadań z chemii dla szkół średnich, Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, Warszawa 1994
4. J. Banaś, W. Solarski (Red.): Chemia dla inżynierów. Materiały do kształcenia w systemie otwartym, Uczelniane Wydawnictwa Naukowo-Dydaktyczne, Kraków 2008

Link

Temat:
Opis:
Typ:

Email: