Zadania z chemii: stechiometria reakcji, obliczenia mas i objętości z pełnymi rozwiązaniami i komentarzem

Od czego zacząć: co tak naprawdę liczy się w stechiometrii

Atom, cząsteczka, mol – minimum teorii do zadań rachunkowych

W zadaniach ze stechiometrii kluczowe jest zrozumienie, że chemik nigdy nie liczy pojedynczych atomów czy cząsteczek – byłoby ich po prostu zbyt wiele. Zamiast tego używa pojęcia mol, czyli „opakowania” zawierającego zawsze tę samą liczbę cząsteczek. To tak, jak z jajkami: nikt nie mówi „poproszę 12 jaj”, tylko „poproszę wytłoczkę”.

Mol to określona liczba cząsteczek: około 6,022·10²³. Sama wielkość tej liczby nie ma znaczenia przy obliczeniach – ważne, że jest stała. Dzięki temu można tworzyć proporcje: skoro 1 mol cząsteczek reaguje z 2 molami innych, to 0,5 mola zareaguje z 1 molem, a 3 mole – z 6 molami.

Stechiometria sprowadza się do pytania: ile moli czegoś reaguje z iloma molami czegoś innego. Dopiero potem mol zamienia się na gramy, litry czy liczbę cząsteczek. Bez uporządkowania tej kolejności kroków łatwo się pogubić.

Równanie reakcji jako punkt startu do obliczeń

Żadne sensowne zadanie stechiometryczne nie obędzie się bez dobrze zapisanego i uzgodnionego równania reakcji. To równanie mówi, w jakich proporcjach reagują ze sobą substancje. Nawet najlepsze wzory na mol czy objętość gazu nie pomogą, jeśli równanie jest błędne lub nieuzgodnione.

Przykład: spalanie wodoru w tlenie zapisane jako:

H₂ + O₂ → H₂O

to równanie nieuzgodnione. Liczba atomów wodoru się zgadza (2 po obu stronach), ale tlenu już nie (2 atomy po lewej, 1 po prawej). Dopiero po uzgodnieniu:

2H₂ + O₂ → 2H₂O

wiemy, że 2 mole wodoru reagują z 1 molem tlenu, dając 2 mole wody. I dopiero na tej podstawie da się przejść do mas, objętości czy liczby cząsteczek.

Stechiometria jak przepis kulinarny

Bardzo pomocne jest myślenie o stechiometrii jak o gotowaniu według przepisu. Przepis może mówić: na 2 szklanki mąki potrzeba 3 jajek. Jeżeli masz 4 szklanki mąki, to logicznie – do zachowania proporcji – potrzebujesz 6 jajek. W chemii reagują ze sobą nie „szklanki i jajka”, tylko „mole i mole”, ale mechanizm jest identyczny.

Typowy przepis chemiczny wygląda tak: aA + bB → cC + dD, gdzie litery oznaczają substancje, a współczynniki a, b, c, d to właśnie proporcje molowe. Jeżeli zadanie podaje masy czy objętości, pierwszym celem jest ustalenie, ile to daje moli danego reagenta – dopiero wtedy można użyć „przepisu” z równania.

Jakie dane pojawiają się w zadaniach stechiometrycznych

W zadaniach z chemii, związanych ze stechiometrią reakcji, najczęściej pojawiają się:

• masy substancji (g, kg, mg),
• objętości gazów (najczęściej w dm³ lub cm³),
• liczby moli (mol),
• stężenia roztworów (najczęściej mol/dm³ lub procent masowy),
• dane dodatkowe: wydajność reakcji, czystość składnika, gęstość roztworu.

Cała zabawa polega na tym, by umieć wszystkie te wielkości sprowadzić do liczby moli, zastosować proporcje z równania, a następnie przejść z powrotem do poszukiwanej wielkości (masy, objętości, stężenia).

Równania reakcji – punkt wyjścia do każdego zadania

Zasada zachowania masy – fundament bilansowania

Zasada zachowania masy mówi, że masa nie powstaje z niczego i nie znika. W reakcji chemicznej zmienia się sposób połączenia atomów, ale sama liczba każdego rodzaju atomów pozostaje taka sama. Dlatego po lewej i po prawej stronie równania musi być tyle samo atomów danego pierwiastka.

Bilansowanie równania polega na dobraniu współczynników liczbowych przed wzorami tak, aby liczba atomów każdego pierwiastka po obu stronach się zgadzała. To jest jedyny moment, kiedy wolno manipulować tymi współczynnikami. Nie wolno zmieniać indeksów we wzorach (np. H₂O na H₃O), bo to już jest inna substancja.

Bilansowanie prostych równań – przykłady z komentarzem

Przykład 1: spalanie magnezu

Reakcja: Mg + O₂ → MgO

Krok 1. Liczymy atomy:

• po lewej: Mg – 1, O – 2,
• po prawej: Mg – 1, O – 1.

Zgadza się magnez, nie zgadza się tlen. Chcemy mieć 2 atomy tlenu po prawej, więc podwajamy liczbę cząsteczek tlenku magnezu:

Mg + O₂ → 2MgO

Teraz mamy:

• po lewej: Mg – 1, O – 2,
• po prawej: Mg – 2, O – 2.

Poprawił się tlen, magnez się rozjechał. Z kolei po lewej trzeba mieć 2 atomy Mg – stawiamy współczynnik 2:

2Mg + O₂ → 2MgO

Liczba atomów:

• po lewej: Mg – 2, O – 2,
• po prawej: Mg – 2, O – 2.

Równanie uzgodnione. Informacja stechiometryczna: 2 mol Mg reaguje z 1 mol O₂, dając 2 mol MgO.

Przykład 2: reakcja żelaza z kwasem solnym

Fe + HCl → FeCl₂ + H₂

Krok 1. Liczymy atomy:

• po lewej: Fe – 1, H – 1, Cl – 1,
• po prawej: Fe – 1, H – 2, Cl – 2.

Żelazo się zgadza, wodór i chlor nie. W produkcie mamy 2 atomy Cl oraz 2 atomy H, więc po lewej trzeba mieć 2 cząsteczki HCl:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

Liczba atomów po obu stronach:

• Fe – 1,
• H – 2,
• Cl – 2.

Równanie uzgodnione. Proporcje: 1 mol Fe : 2 mol HCl : 1 mol FeCl₂ : 1 mol H₂.

Przykład 3: równanie jonowe (krótki szkic)

W reakcjach jonowych oprócz bilansu atomów dochodzi konieczność bilansowania ładunku. Przykład: reakcja jonów permanganianowych z jonami żelaza(II) w środowisku kwasowym. Forma skrócona:

MnO₄^– + Fe²⁺ + H⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O

Tu trzeba zadbać, by po obu stronach zgadzały się nie tylko atomy Mn, Fe, O, H, ale także suma ładunków. To wykracza poza najprostsze zadania, ale przy równaniach jonowych brak bilansu ładunku jest częstym źródłem błędów liczbowych.

Jak czytać współczynniki stechiometryczne

Współczynniki stechiometryczne mówią o proporcjach moli. W równaniu:

2H₂ + O₂ → 2H₂O

oznacza to, że:

• 2 mol wodoru reaguje z 1 mol tlenu,
• z 2 mol wodoru i 1 mol tlenu powstają 2 mol wody,
• stosunki molowe to: n(H₂) : n(O₂) : n(H₂O) = 2 : 1 : 2.

Te proporcje można rozciągać na masy i objętości, ale dopiero po przejściu przez liczbę moli. W praktyce wygląda to tak: jeśli z zadania wynika, że mamy 0,5 mola H₂, to z proporcji 2 : 1 : 2 wynika, że powstanie 0,5 mola H₂O, a potrzeba 0,25 mola O₂.

Pułapki przy równaniach reakcji

Przy zapisywaniu równań i korzystaniu z nich w zadaniach łatwo o kilka typowych wpadek:

• Pomijanie stanów skupienia: ciała stałe (s), ciecze (l), gazy (g), roztwory wodne (aq). Przy obliczeniach ilościowych najczęściej nie wpływa to na wyniki, ale przy zadaniach z równaniami jonowymi ma znaczenie – nie każda sól rozpuszcza się w wodzie.
• Brak bilansu ładunku w równaniach jonowych – nawet jeśli atomy się zgadzają, ładunek całkowity po obu stronach też musi być równy.
• Modyfikowanie wzorów chemicznych zamiast dobierania współczynników: np. zmienianie HCl na H₂Cl, by „dopasować” liczbę atomów. Taki zapis nie ma sensu chemicznego i niszczy całe zadanie.
• Reakcje niezgodne z treścią zadania: np. użycie FeCl₃ zamiast FeCl₂, mimo że metal jest w stopniu utlenienia II. Zawsze trzeba skojarzyć warunki i produkty z kontekstem.

Mol i masa molowa – fundamenty bez których dalsze liczenie się sypie

Mol w praktycznym ujęciu

Mol jest tak dobraną jednostką liczności, by 1 mol atomów pierwiastka ważył tyle gramów, ile wynosi jego masa atomowa (z układu okresowego). Dzięki temu:

• 1 mol atomów węgla C (12 u) waży około 12 g,
• 1 mol atomów sodu Na (23 u) waży około 23 g,
• 1 mol cząsteczek wody H₂O waży tyle, ile wynosi jej masa molowa (suma mas atomowych).

Dzięki molowi można łatwo przełączać się między „światem mikroskopowym” (cząsteczki) a „światem makroskopowym” (g, dm³). W zadaniach stechiometrycznych mol jest po prostu centralnym krokiem przeliczeniowym.

Obliczanie masy molowej pierwiastków i związków

Masa molowa (M) to masa 1 mola danej substancji, zwykle w g/mol. Dla pierwiastka jest to po prostu liczba odczytana z układu okresowego (zaokrąglona odpowiednio). Dla związku – suma mas atomowych wszystkich atomów w cząsteczce.

Przykład: masa molowa H₂O

• H – około 1 g/mol, są dwa atomy: 2 · 1 = 2 g/mol,
• O – około 16 g/mol, jeden atom: 16 g/mol,
• M(H₂O) = 2 + 16 = 18 g/mol.

Przykład: masa molowa CaCO₃

• Ca – 40 g/mol (w przybliżeniu),
• C – 12 g/mol,
• O – 16 g/mol, są trzy atomy: 3 · 16 = 48 g/mol,
• M(CaCO₃) = 40 + 12 + 48 = 100 g/mol.

Przeliczanie: masa, mol, liczba cząsteczek

Między tymi wielkościami obowiązują proste zależności:

• n = m / M  – liczba moli z masy i masy molowej,
• m = n · M  – masa z liczby moli i masy molowej,
• N = n · N_A  – liczba cząsteczek z liczby moli (N_A – stała Avogadra).

Przykład liczbowy

Oblicz liczbę moli i liczbę cząsteczek w 9 g wody.

1. M(H₂O) = 18 g/mol,
2. n = m / M = 9 g / 18 g/mol = 0,5 mol,
3. N = 0,5 mol · 6,022·10²³ ≈ 3,01·10²³ cząsteczek.

Ten prosty schemat wróci w niemal każdym zadaniu stechiometrycznym.

Typowe nieporozumienia z molem i masą molową

Błędy intuicyjne przy molach

Mol kusi, żeby traktować go „na czuja”. Kilka schematów myślenia wyjątkowo często prowadzi na manowce:

• „1 mol to zawsze 1 g” – nie. 1 mol waży tyle gramów, ile wynosi masa molowa. Dla wodoru to ok. 1 g, dla żelaza 56 g, dla CaCO₃ 100 g. Jednostka „mol” mówi o liczbie cząsteczek, nie o masie.
• „Jak więcej atomów w cząsteczce, to większa liczba moli” – liczba moli zależy od masy próbki i masy molowej, a nie od „skomplikowania” wzoru. 18 g wody to 1 mol, ale 18 g NaCl to już zdecydowanie mniej niż 1 mol.
• Mylące mieszanie moli i gramów – np. zapis „w reakcji powstaje 2 g/mol CO₂”. To bez sensu; 2 g/mol to jednostka masy molowej, a nie ilości substancji. W zadaniach trzymaj się: mol dla ilości, g dla masy.

Dobry nawyk: za każdym razem, gdy widzisz „n = …”, dopisz sobie w myślach „mol”, a przy „m = …” – „g”. Mózg zaczyna wtedy automatycznie odrzucać dziwne kombinacje typu „0,5 g moli”.

Objętość molowa gazów – kiedy można liczyć „z pudełka”

Warunki normalne i inne – o co chodzi z tym 22,4 dm³

Dla gazów bardzo często przechodzimy przez mol nie przez masę, tylko przez objętość molową. W „klasycznym” ujęciu szkolnym przyjmuje się, że w warunkach normalnych (0°C i ciśnienie 1013 hPa) 1 mol gazu zajmuje około 22,4 dm³. Zatem:

• n = V / V_m, gdzie V_m = 22,4 dm³/mol (w warunkach normalnych),
• V = n · V_m.

Przykład: ile moli tlenu jest w 11,2 dm³ O₂ w warunkach normalnych?

1. V = 11,2 dm³, V_m = 22,4 dm³/mol,
2. n = V / V_m = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol.

Często w zadaniach zamiast szczegółowych warunków jest skrót „w.n.”, „w.n.p.” lub dopisek „przyjmij V_m = 22,4 dm³/mol” – to jasny sygnał, że można prosto liczyć z objętości.

Gdy warunki nie są normalne

Czasem treść zadania podaje inne warunki (inna temperatura, inne ciśnienie). Wtedy objętość molowa nie wynosi już 22,4 dm³/mol. W bardziej zaawansowanych zadaniach wchodzi równanie gazu doskonałego:

pV = nRT

Na poziomie typowych zadań stechiometrycznych najczęściej jednak:

• albo przyjmuje się, że gaz w obu sytuacjach jest w tych samych warunkach (więc V ~ n),
• albo warunki są wprost nazwane „normalnymi” – wtedy używamy 22,4 dm³/mol.

Jeśli masz objętość dwóch gazów w tych samych warunkach, to ich stosunek objętości jest taki sam jak stosunek moli. 2 dm³ H₂ i 1 dm³ O₂ reagują dokładnie tak samo jak 2 mol H₂ i 1 mol O₂, byle warunki były identyczne dla obu gazów.

Typowe błędy przy objętościach gazów

Przy zadaniach „gazowych” pojawiają się trzy przewidywalne potknięcia:

• Stosowanie 22,4 dm³/mol „z przyzwyczajenia”, mimo że zadanie wyraźnie podaje inną temperaturę i ciśnienie.
• Mieszanie dm³ i cm³ – 1 dm³ = 1 litr = 1000 cm³. Jeśli zapomnisz przeliczyć, błąd będzie dokładnie 1000-krotny.
• Przeliczanie objętości gazu przez masę, zamiast bezpośrednio przez V_m, choć w zadaniu niczego o masie nie ma – to po prostu robienie sobie dodatkowej roboty.

Stężenie roztworu – drugi filar zadań rachunkowych

Stężenie molowe – mól w litrze

Stężenie molowe c (mol/dm³) mówi, ile moli substancji rozpuszczonej przypada na 1 dm³ roztworu. Działa tu prosty wzór:

• c = n / V_roztw.,
• n = c · V_roztw.,
• V_roztw. = n / c.

Jeżeli roztwór ma stężenie 0,5 mol/dm³, to w 1 dm³ są 0,5 mola substancji, a w 0,2 dm³ – 0,1 mola, itd. Zwróć tylko uwagę na jednostki: V w dm³ (litry), nie w cm³.

Przykład: molowość → masa

Oblicz masę NaCl w 250 cm³ roztworu o stężeniu 0,20 mol/dm³.

1. Przeliczamy objętość do dm³: 250 cm³ = 0,250 dm³.
2. Liczymy liczbę moli: n = c · V = 0,20 mol/dm³ · 0,250 dm³ = 0,050 mol.
3. Masa molowa NaCl: M ≈ 58,5 g/mol.
4. Obliczamy masę: m = n · M = 0,050 mol · 58,5 g/mol ≈ 2,93 g.

Schemat: c, V → n → m. Ten łańcuch przewija się w większości zadań z roztworami.

Stężenie procentowe masowe – ile gramów w 100 g

Stężenie procentowe masowe (najczęściej po prostu „stężenie procentowe”) mówi, ile gramów substancji jest w 100 g roztworu. Definicja wprost:

w% = (m_subst. / m_roztw.) · 100%

Jeśli roztwór ma stężenie 10% mas., to znaczy, że w 100 g roztworu jest 10 g substancji, a 90 g to rozpuszczalnik. W 200 g takiego roztworu będzie 20 g substancji itd.

Przykład: procenty → liczba moli

Mamy 50 g roztworu NaOH o stężeniu 8% mas. Ile moli NaOH zawiera?

1. Obliczamy masę NaOH: m_NaOH = 8% · 50 g = 0,08 · 50 g = 4,0 g.
2. Masa molowa NaOH: M ≈ 40 g/mol.
3. n = m / M = 4,0 g / 40 g/mol = 0,10 mol.

Znowu ten sam most: stężenie → masa → mol.

Łączenie stężenia molowego i procentowego

Zdarza się, że jedna część zadania podaje stężenie molowe, a druga procentowe. Wtedy najprościej „zbudować” konkretną porcję roztworu, np. 1 dm³ lub 100 g, i na niej wszystko przeliczyć.

Przykład ogólny: roztwór HCl ma c = 0,5 mol/dm³, gęstość ρ = 1,05 g/cm³. Jaki ma procent masowy?

1. Przyjmujemy 1 dm³ roztworu (bo łatwo liczyć z molowości):
   w 1 dm³ jest n = 0,5 mol HCl.
2. Masa HCl:
   M(HCl) ≈ 36,5 g/mol,
   m_HCl = 0,5 mol · 36,5 g/mol = 18,25 g.
3. Masa 1 dm³ roztworu:
   1 dm³ = 1000 cm³,
   m_roztw. = ρ · V = 1,05 g/cm³ · 1000 cm³ = 1050 g.
4. Stężenie procentowe:
   w% = (18,25 g / 1050 g) · 100% ≈ 1,74% mas.

Kluczowy trik: świadome przyjęcie „porcji” roztworu (1 dm³, 100 g, itp.), która najwygodniej łączy wszystkie dane.

Ogólny schemat rozwiązywania zadań stechiometrycznych

Cztery kroki, które porządkują każde zadanie

Niezależnie od tego, jak egzotyczna wydaje się treść zadania, w tle i tak zwykle działa ten sam układ kroków:

1. Zapisać i uzgodnić równanie reakcji.
   Bez poprawnego równania wszystkie dalsze liczby będą „z innej bajki”.
2. Przeliczyć dane wejściowe na mol.
   Masę przez M, objętość gazu przez V_m lub pV = nRT, roztwory przez c i V lub procenty i masę.
3. Użyć proporcji stechiometrycznych.
   Z równania odczytać stosunki molowe i powiązać je z wyliczonymi molami reagenta.
4. Przeliczyć wynik z moli na żądaną wielkość.
   Najczęściej z powrotem na masę, objętość lub stężenie.

Można to skrócić do hasła: dane → mol → równanie → mol → wynik. Jeśli gdzieś pojawia się chaos, to zwykle dlatego, że któryś z tych etapów został pominięty albo zrobiony „na oko”.

Przykład kompletny: ile tlenku wapnia powstanie z rozkładu CaCO₃?

Treść w skrócie: Ile gramów CaO powstanie podczas rozkładu 50 g węglanu wapnia według równania:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Krok 1. Równanie reakcji

Reakcja jest już bilansowana: po obu stronach 1 Ca, 1 C, 3 O. Współczynniki to 1 : 1 : 1, zatem:

1 mol CaCO₃ → 1 mol CaO + 1 mol CO₂

Krok 2. Dane → mol

• M(CaCO₃) = 100 g/mol (przybliżenie),
• m(CaCO₃) = 50 g.

Liczba moli CaCO₃:

n(CaCO₃) = m / M = 50 g / 100 g/mol = 0,50 mol.

Krok 3. Proporcje stechiometryczne

Z równania: n(CaCO₃) : n(CaO) = 1 : 1.

Skoro rozkłada się 0,50 mol CaCO₃, to powstanie 0,50 mol CaO.

Krok 4. Mol → masa

• M(CaO) ≈ 56 g/mol.

m(CaO) = n · M = 0,50 mol · 56 g/mol = 28 g.

Odpowiedź: z 50 g CaCO₃ powstaje 28 g CaO (przy założeniu 100% wydajności).

Dwa reagenty – który jest nadmiarem, który niedomiarem?

W zadaniach często pojawiają się dwa reagenty podane ilościowo. Nie reagują one „na życzenie”, tylko według sztywnej proporcji z równania. Jeden z nich zazwyczaj wyczerpie się jako pierwszy – to substrat ograniczający (reagent w niedomiarze). Drugi zostanie w nadmiarze.

Przykład: reakcja glinu z chlorem

Równanie:

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

Załóżmy, że do reakcji użyto 5,4 g Al i 7,1 g Cl₂. Który reagent jest w nadmiarze?

Krok 1. Masy → mole

• M(Al) ≈ 27 g/mol, n(Al) = 5,4 g / 27 g/mol = 0,20 mol,
• M(Cl₂) ≈ 71 g/mol, n(Cl₂) = 7,1 g / 71 g/mol = 0,10 mol.

Krok 2. Proporcje teoretyczne

Z równania: n(Al) : n(Cl₂) = 2 : 3.

Można popatrzeć tak: na 2 mol Al potrzeba 3 mol Cl₂. Ile Cl₂ trzeba na 0,20 mol Al?

n_{potrzebne Cl2} = 0,20 mol · (3 mol Cl₂ / 2 mol Al) = 0,30 mol Cl₂.

W rzeczywistości mamy tylko 0,10 mol Cl₂, więc chlor jest w niedomiarze, a glin w nadmiarze.

Krok 3. Liczymy na podstawie substratu ograniczającego

W zadaniach dotyczących ilości produktów zawsze liczymy „pod dyktando” reagenta w niedomiarze. Tu jest nim Cl₂.

Obliczanie ilości produktu przy dwóch reagentach

Skoro już wiadomo, który substrat jest „krótszą kołdrą”, można przejść do tego, co zwykle interesuje w zadaniach najbardziej: ile produktu faktycznie powstanie. Cała zabawa sprowadza się do liczenia tak, jakby w reakcji brał udział tylko reagent w niedomiarze – drugi to statysta.

Przykład: ile AlCl₃ powstanie?

Kontynuacja wcześniejszego przykładu: 5,4 g Al i 7,1 g Cl₂ reagują według równania:

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

Ustalono już, że Cl₂ jest w niedomiarze (0,10 mol), a Al w nadmiarze.

Krok 1. Proporcja z równania dla produktu

Z równania: 3 mol Cl₂ → 2 mol AlCl₃.

Na 0,10 mol Cl₂ powstanie:

n(AlCl₃) = 0,10 mol · (2 mol AlCl₃ / 3 mol Cl₂) ≈ 0,067 mol AlCl₃.

Krok 2. Mole produktu → masa

• M(AlCl₃) ≈ 133,5 g/mol.

m(AlCl₃) = 0,067 mol · 133,5 g/mol ≈ 8,9 g.

Odpowiedź: z podanych ilości substratów powstaje około 8,9 g AlCl₃ (przy 100% wydajności).

Jeśli zadanie dodatkowo pyta o ilość nadmiarowego reagenta, która pozostała, trzeba sprawdzić, ile go się faktycznie zużyło.

Krok 3. Ile Al faktycznie zareagowało?

Z równania: 3 mol Cl₂ reaguje z 2 mol Al.

Na 0,10 mol Cl₂ potrzeba:

n(Al zużyte) = 0,10 mol · (2 mol Al / 3 mol Cl₂) ≈ 0,067 mol Al.

Mieliśmy 0,20 mol Al, więc:

• n(Al pozostałe) = 0,20 mol − 0,067 mol ≈ 0,13 mol,
• m(Al pozostałe) ≈ 0,13 mol · 27 g/mol ≈ 3,5 g.

Źródłem wielu szkolnych „znikających gramów” jest właśnie to, że uczniowie zakładają zużycie wszystkiego, co dane, zamiast trzymać się substratu ograniczającego.

Wydajność reakcji – gdy chemia nie jest idealna

W zadaniach książkowych reakcje często są „magicznie” idealne – wszystko, co ma zareagować, reaguje. W laboratorium i przemyśle tak różowo nie jest. Część reagenta się nie przereaguje, część ucieknie, część da produkty uboczne. Dlatego pojawia się pojęcie wydajności reakcji.

Wydajność η (eta) określa, jaki procent teoretycznie możliwej ilości produktu faktycznie otrzymano:

η = (m_rzeczywista / m_teoretyczna) · 100%

lub w wersji „molowej”:

η = (n_rzeczywista / n_teoretyczna) · 100%

W zadaniach zwykle działa się w jedną z dwóch stron:

• podana jest wydajność i trzeba policzyć rzeczywistą ilość produktu,
• podane są ilości substratów i produktu, a trzeba wyznaczyć wydajność.

Przykład: wydajność przy rozkładzie CaCO₃

Treść: podczas rozkładu 50 g CaCO₃ (Ta sama reakcja, co wcześniej) otrzymano w praktyce 25 g CaO. Jaka była wydajność reakcji?

Równanie:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Krok 1. Ilość teoretyczna

Z poprzedniego przykładu wiadomo, że teoretycznie z 50 g CaCO₃ powinno powstać 28 g CaO.

Krok 2. Obliczenie wydajności

η = (m_rzeczywista / m_teoretyczna) · 100% = 25 g / 28 g · 100% ≈ 89%.

Reakcja przebiegła z wydajnością około 89% – całkiem przyzwoicie jak na szkolną ławkę.

Przykład: masa substratu przy zadanej wydajności

Treść: ile gramów CaCO₃ trzeba rozłożyć, aby otrzymać 20 g CaO, jeśli reakcja przebiega z wydajnością 80%?

Krok 1. Policzenie ilości teoretycznie potrzebnego CaO

Otrzymane 20 g CaO to tylko 80% ilości teoretycznej. Najpierw trzeba więc sprawdzić, ile CaO powinno powstać przy 100% wydajności.

η = (m_rzeczywista / m_teoretyczna) · 100% ⇒
m_teoretyczna = m_rzeczywista / (η / 100%) = 20 g / 0,80 = 25 g CaO.

Krok 2. Związek między CaCO₃ i CaO

Reakcja 1 : 1 w molach. Tyle samo moli CaCO₃, co CaO.

• M(CaO) ≈ 56 g/mol, n(CaO teoret.) = 25 g / 56 g/mol ≈ 0,45 mol,
• n(CaCO₃) teoret. = 0,45 mol (stosunek 1 : 1),
• M(CaCO₃) ≈ 100 g/mol, m(CaCO₃) = 0,45 mol · 100 g/mol ≈ 45 g.

Odpowiedź: trzeba rozłożyć około 45 g CaCO₃, aby przy wydajności 80% uzyskać 20 g tlenku wapnia.</