Małopolski Konkurs Chemiczny - kwasy, sole i obliczenia

1.Wodorotlenki: budowa, wzory i nazwy

Wodorotlenek składa się z kationów metalu i anionów wodorotlenkowych $\ce{OH-}$; wodorotlenki metali grup 1. i 2. mają budowę jonową. Liczba grup $\ce{OH}$ we wzorze równa się wartościowości metalu: wodorotlenek sodu $\ce{NaOH}$, potasu $\ce{KOH}$, wapnia $\ce{Ca(OH)2}$, magnezu $\ce{Mg(OH)2}$, glinu $\ce{Al(OH)3}$, miedzi(II) $\ce{Cu(OH)2}$. Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie to zasady, np. $\ce{NaOH}$ i $\ce{KOH}$ (białe, higroskopijne, żrące ciała stałe). $\ce{Mg(OH)2}$, $\ce{Al(OH)3}$ i $\ce{Cu(OH)2}$ są trudno rozpuszczalne.

2.Otrzymywanie wodorotlenków

1) Metal aktywny (np. sód, potas, wapń) + woda: $\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2}$; z fenoloftaleiną roztwór barwi się na malinowo. 2) Tlenek metalu aktywnego + woda: $\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$ (gaszenie wapna, reakcja silnie egzotermiczna). 3) Wodorotlenki trudno rozpuszczalne otrzymuje się reakcją strąceniową soli z zasadą: $\ce{CuSO4 + 2NaOH -> Cu(OH)2 v + Na2SO4}$, jonowo $\ce{Cu^2+ + 2OH- -> Cu(OH)2 v}$ - wypada niebieski, galaretowaty osad.

3.Kwasy: budowa, wzory i nazwy

Cząsteczka kwasu składa się z atomów wodoru i reszty kwasowej; wartościowość reszty równa się liczbie atomów wodoru. Kwasy beztlenowe: chlorowodorowy (solny) $\ce{HCl}$, bromowodorowy $\ce{HBr}$, fluorowodorowy $\ce{HF}$, siarkowodorowy $\ce{H2S}$. Kwasy tlenowe - atomy wodoru łączą się z resztą przez atomy tlenu: azotowy(V) $\ce{HNO3}$, siarkowy(IV) $\ce{H2SO3}$, siarkowy(VI) $\ce{H2SO4}$, węglowy $\ce{H2CO3}$, fosforowy(V) $\ce{H3PO4}$. Reszty kwasowe to np. $\ce{Cl}$, $\ce{S}$, $\ce{NO3}$, $\ce{SO4}$, $\ce{CO3}$, $\ce{PO4}$.

4.Otrzymywanie kwasów

Kwasy beztlenowe: gazowy wodorek niemetalu rozpuszcza się w wodzie (chlorowodór daje kwas chlorowodorowy). Kwasy tlenowe: tlenek kwasowy + woda: $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$, $\ce{N2O5 + H2O -> 2HNO3}$, $\ce{P4O10 + 6H2O -> 4H3PO4}$, a dla kwasów nietrwałych ustala się równowaga: $\ce{SO2 + H2O <--> H2SO3}$, $\ce{CO2 + H2O <--> H2CO3}$. Doświadczenie: spalony fosfor tworzy biały dym $\ce{P4O10}$, który rozpuszczony w wodzie z oranżem metylowym barwi roztwór na czerwono - powstał kwas.

5.Charakter chemiczny tlenków

Kwasowe - reagują z zasadami: $\ce{CO2}$, $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$, $\ce{NO2}$, $\ce{P4O10}$, $\ce{SiO2}$. Zasadowe - reagują z kwasami: $\ce{Na2O}$, $\ce{K2O}$, $\ce{CaO}$, $\ce{MgO}$. Amfoteryczne - reagują i z kwasami, i z zasadami: $\ce{Al2O3}$, $\ce{ZnO}$, $\ce{Cr2O3}$. Obojętny $\ce{CO}$ nie reaguje z wodą, kwasami ani zasadami w typowych warunkach szkolnych doświadczeń. Gazy: $\ce{CO}$, $\ce{CO2}$, $\ce{SO2}$ (ostry zapach) - bezbarwne, $\ce{NO2}$ - brunatny. $\ce{Cr2O3}$ jest zielony, a $\ce{K2O}$ jasnożółty. $\ce{Na2O}$, $\ce{CaO}$, $\ce{MgO}$, $\ce{Al2O3}$, $\ce{ZnO}$, $\ce{SiO2}$ i $\ce{P4O10}$ to białe ciała stałe. (podpowiedź: Amfoteryczne: tlenki Al, Zn, Cr. Obojętny: $\ce{CO}$.)

6.Reakcje tlenków kwasowych i zasadowych

Tlenek metalu aktywnego + woda daje zasadę: $\ce{Na2O + H2O -> 2NaOH}$. Tlenek zasadowy + kwas daje sól i wodę: $\ce{MgO + 2HCl -> MgCl2 + H2O}$, jonowo $\ce{MgO + 2H+ -> Mg^2+ + H2O}$. Tlenek kwasowy + zasada daje sól i wodę: $\ce{CO2 + 2NaOH -> Na2CO3 + H2O}$, jonowo $\ce{CO2 + 2OH- -> CO3^2- + H2O}$; $\ce{SiO2}$ z wodą nie reaguje, a z zasadą dopiero stężoną i gorącą. Charakter tlenku ustala się, sprawdzając, czy reaguje z kwasem solnym i czy z roztworem $\ce{NaOH}$.

7.Tlenki amfoteryczne $\ce{ZnO}$ i $\ce{Al2O3}$

Z kwasem dają sól i wodę: $\ce{ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H2O}$, $\ce{Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2O}$. Z roztworem zasady tworzą rozpuszczalne hydroksokompleksy: $\ce{ZnO + 2NaOH + H2O -> Na2[Zn(OH)4]}$ (tetrahydroksocynkan sodu), $\ce{Al2O3 + 2NaOH + 3H2O -> 2Na[Al(OH)4]}$ (tetrahydroksoglinian sodu). Jonowo: $\ce{ZnO + 2OH- + H2O -> [Zn(OH)4]^2-}$, $\ce{Al2O3 + 2OH- + 3H2O -> 2[Al(OH)4]-}$. Z wodą nie reagują.

8.Wodorotlenki amfoteryczne i zasadowe - jak je odróżnić

$\ce{Al(OH)3}$ (biały, galaretowaty), $\ce{Zn(OH)2}$ (biały) i $\ce{Cr(OH)3}$ (szarozielony) są amfoteryczne - rozpuszczają się w kwasach i w zasadach; $\ce{Mg(OH)2}$ (biały) jest zasadowy - rozpuszcza się tylko w kwasach. Przykłady: $\ce{Zn(OH)2 + 2HCl -> ZnCl2 + 2H2O}$, $\ce{Zn(OH)2 + 2NaOH -> Na2[Zn(OH)4]}$, jonowo $\ce{Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]-}$. Doświadczenie: osad wodorotlenku dzieli się na dwie probówki, do jednej dodaje kwas solny, do drugiej roztwór $\ce{NaOH}$; osad amfoteryczny znika w obu.

9.Glin i cynk wobec wody, kwasów i zasad

Glin i cynk nie reagują z zimną wodą - glin chroni szczelna warstwa tlenku. Z kwasem solnym wypierają wodór: $\ce{2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2}$, $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$. Z roztworami zasad tworzą hydroksokompleksy i też wydzielają wodór: $\ce{2Al + 2NaOH + 6H2O -> 2Na[Al(OH)4] + 3H2}$, $\ce{Zn + 2NaOH + 2H2O -> Na2[Zn(OH)4] + H2}$; jonowo $\ce{Zn + 2OH- + 2H2O -> [Zn(OH)4]^2- + H2}$. Dlatego naczyń aluminiowych nie myje się silnie zasadowymi środkami.

10.Amoniak w wodzie; otrzymywanie amoniaku

Amoniak $\ce{NH3}$ to bezbarwny gaz o ostrym zapachu, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie. Część cząsteczek reaguje z wodą: $\ce{NH3 + H2O <--> NH4+ + OH-}$, więc woda amoniakalna ma odczyn zasadowy. Amoniak otrzymuje się, ogrzewając sól amonową z zasadą: $\ce{NH4Cl + NaOH -> NaCl + NH3 ^ + H2O}$, jonowo $\ce{NH4+ + OH- -> NH3 ^ + H2O}$; wilgotny papierek uniwersalny barwi się w nim na niebiesko. Wodą amoniakalną strąca się wodorotlenki: $\ce{Al^3+ + 3NH3 + 3H2O -> Al(OH)3 v + 3NH4+}$.

11.Dysocjacja elektrolityczna; elektrolity i nieelektrolity

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad substancji na jony pod wpływem wody. Elektrolity to substancje, których roztwory przewodzą prąd, bo zawierają jony: kwasy, zasady i sole (np. roztwory $\ce{NaOH}$, $\ce{NaCl}$, $\ce{HCl}$). Nieelektrolity nie tworzą jonów, a ich roztwory nie przewodzą prądu: sacharoza, etanol; woda destylowana praktycznie też nie przewodzi. Zasady dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe: $\ce{NaOH -> Na+ + OH-}$, $\ce{Ca(OH)2 -> Ca^2+ + 2OH-}$. To jony $\ce{OH-}$ nadają zasadom wspólne właściwości.

12.Dysocjacja kwasów; kwasy jedno- i wieloprotonowe

Kwas dysocjuje na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej: $\ce{HCl -> H+ + Cl-}$, $\ce{HNO3 -> H+ + NO3-}$. Kwasy jednoprotonowe ($\ce{HF}$, $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{HNO3}$) oddają jeden kation wodoru, dwuprotonowe ($\ce{H2S}$, $\ce{H2CO3}$, $\ce{H2SO3}$, $\ce{H2SO4}$) - dwa, trójprotonowy $\ce{H3PO4}$ - trzy. Kwasy wieloprotonowe dysocjują stopniowo: $\ce{H3PO4 <--> H+ + H2PO4-}$, $\ce{H2PO4- <--> H+ + HPO4^2-}$, $\ce{HPO4^2- <--> H+ + PO4^3-}$; najłatwiej odrywa się pierwszy kation wodoru.

13.Moc kwasów; kwasy trwałe i nietrwałe

Kwas mocny w roztworze prawie całkowicie rozpada się na jony, słaby - tylko w niewielkiej części (jego dysocjację zapisuje się strzałkami w obie strony). Mocne: $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO4}$. Słabe: $\ce{HF}$, $\ce{H2S}$, $\ce{H2CO3}$; $\ce{H2SO3}$ i $\ce{H3PO4}$ to kwasy średniej mocy. Kwasy nietrwałe istnieją tylko w roztworze i łatwo się rozkładają: $\ce{H2CO3 -> H2O + CO2 ^}$, $\ce{H2SO3 -> H2O + SO2 ^}$. Trwałe są m.in. $\ce{HCl}$, $\ce{H2SO4}$ i $\ce{H3PO4}$.

14.Porównanie mocy kwasów: kwas + sól

Kwas mocniejszy może wypierać kwas słabszy z jego soli. Po dodaniu kwasu solnego do węglanu sodu wydziela się gaz, bo powstaje nietrwały kwas węglowy: $\ce{Na2CO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + CO2 ^}$, jonowo $\ce{CO3^2- + 2H+ -> H2O + CO2 ^}$. Kwas solny wypiera też siarkowodór z siarczku sodu: $\ce{Na2S + 2HCl -> 2NaCl + H2S ^}$. Powstawanie osadu może jednak umożliwić reakcję słabego kwasu z solą mocnego kwasu: $\ce{H2S + CuSO4 -> CuS v + H2SO4}$. Dlatego przy porównywaniu mocy kwasów trzeba uwzględnić produkty reakcji. (podpowiedź: Sprawdź moc kwasów oraz możliwość powstania osadu lub gazu.)

15.Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Wskaźnik zmienia barwę zależnie od odczynu. Fenoloftaleina: bezbarwna w roztworach kwasowych i obojętnych, malinowa w zasadowych. Oranż metylowy: czerwony w kwasowych, pomarańczowy w obojętnych, żółty w zasadowych. Uniwersalny papierek wskaźnikowy: czerwony w kwasowych, żółty lub żółtozielony w obojętnych, niebieski w zasadowych; z jego barwy odczytuje się przybliżone pH. Naturalnym wskaźnikiem jest wywar z czerwonej kapusty. Gdy do kwasu z oranżem dodaje się zasady, barwa zmienia się z czerwonej na pomarańczową w chwili zobojętnienia.

16.Skala pH i odczyn produktów; kwaśne opady

Skala pH (zwykle od 0 do 14) opisuje odczyn: $\mathrm{pH} < 7$ - kwasowy (im mniejsze pH, tym bardziej kwasowy), $\mathrm{pH} = 7$ - obojętny, $\mathrm{pH} > 7$ - zasadowy. W roztworze kwasowym przeważają jony $\ce{H+}$, w zasadowym - $\ce{OH-}$. Odczyn kwasowy mają sok z cytryny, ocet i napój typu cola; prawie obojętny - mleko, woda destylowana i roztwór soli kuchennej; zasadowy - mydło, płyn do prania, woda amoniakalna. Kwaśne opady powstają, gdy tlenki siarki i azotu ze spalania paliw reagują w atmosferze z wodą, tworząc kwasy.

17.Reakcja zobojętniania

Kwas reaguje z zasadą, tworząc sól i wodę: $\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$. Zapis jonowy: $\ce{H+ + Cl- + Na+ + OH- -> Na+ + Cl- + H2O}$; po skreśleniu jonów, które się nie zmieniają, zostaje $\ce{H+ + OH- -> H2O}$. Jest to zapis jonowy skrócony reakcji mocnego kwasu z mocną zasadą. Dla słabego kwasu zapis jest inny, np. $\ce{CH3COOH + OH- -> CH3COO- + H2O}$. Doświadczenie: do roztworu NaOH z fenoloftaleiną dodaje się kroplami kwasu solnego, aż zniknie malinowa barwa. Inny przykład: $\ce{H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O}$. Kwasy reagują również z trudno rozpuszczalnymi wodorotlenkami, np. $\ce{Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O}$.

18.Sole: wzory i nazwy

Sól zbudowana jest z kationów metalu (lub amonu $\ce{NH4+}$) i anionów reszty kwasowej. Nazwa: nazwa reszty + nazwa metalu, z wartościowością, gdy metal ma ich kilka. Chlorki $\ce{Cl-}$ ($\ce{NaCl}$), siarczki $\ce{S^2-}$ ($\ce{K2S}$), azotany(V) $\ce{NO3-}$ ($\ce{Ca(NO3)2}$), siarczany(IV) $\ce{SO3^2-}$ ($\ce{Na2SO3}$), siarczany(VI) $\ce{SO4^2-}$ ($\ce{CuSO4}$ - siarczan(VI) miedzi(II)), węglany $\ce{CO3^2-}$ ($\ce{CaCO3}$), fosforany(V) $\ce{PO4^3-}$ ($\ce{Na3PO4}$). Suma ładunków jest zerem: $\ce{Al2(SO4)3}$, $\ce{Ca3(PO4)2}$.

19.Metody otrzymywania soli

1) kwas + zasada: $\ce{H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O}$; 2) kwas + metal aktywny: $\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^}$; 3) kwas + tlenek metalu: $\ce{CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O}$; 4) zasada + tlenek niemetalu: $\ce{2NaOH + SO2 -> Na2SO3 + H2O}$; 5) metal + niemetal: $\ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}$; 6) tlenek metalu + tlenek niemetalu: $\ce{CaO + CO2 -> CaCO3}$; 7) sól + sól, sól + kwas, sól + zasada, gdy powstaje osad lub gaz. Miedź i inne metale mniej aktywne od wodoru nie wypierają go z kwasu solnego.

20.Dysocjacja soli

Sole rozpuszczalne w wodzie dysocjują na kationy metalu (lub amonu) i aniony reszty kwasowej; liczby jonów to indeksy ze wzoru, a reszta kwasowa się nie rozpada: $\ce{NaCl -> Na+ + Cl-}$, $\ce{K2SO4 -> 2K+ + SO4^2-}$, $\ce{Ca(NO3)2 -> Ca^2+ + 2NO3-}$, $\ce{Na3PO4 -> 3Na+ + PO4^3-}$, $\ce{Al2(SO4)3 -> 2Al^3+ + 3SO4^2-}$. Ładunki kationów i anionów się równoważą. Roztwory soli przewodzą prąd elektryczny, a sole trudno rozpuszczalne praktycznie nie dostarczają jonów do roztworu.

21.Reakcje strąceniowe i tablica rozpuszczalności

Reakcja strąceniowa zachodzi, gdy po zmieszaniu roztworów kationy i aniony tworzą związek trudno rozpuszczalny - osad. Z tablicy rozpuszczalności odczytuje się, czy dana para jonów daje osad. Przykłady: $\ce{AgNO3 + NaCl -> AgCl v + NaNO3}$, jonowo $\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl v}$; $\ce{BaCl2 + Na2SO4 -> BaSO4 v + 2NaCl}$, jonowo $\ce{Ba^2+ + SO4^2- -> BaSO4 v}$; $\ce{Pb(NO3)2 + 2KI -> PbI2 v + 2KNO3}$. Prawie wszystkie azotany(V) oraz sole sodu i potasu dobrze rozpuszczają się w wodzie.

22.Barwy wodnych roztworów kationów

Bezbarwne są roztwory z kationami $\ce{Na+}$, $\ce{K+}$, $\ce{Mg^2+}$, $\ce{Ca^2+}$, $\ce{Ba^2+}$, $\ce{Zn^2+}$ i $\ce{Al^3+}$. Barwne: $\ce{Cu^2+}$ - niebieskie (np. roztwór siarczanu(VI) miedzi(II)), $\ce{Fe^2+}$ - bladozielone, $\ce{Fe^3+}$ - żółte do żółtobrunatnych, $\ce{Cr^3+}$ - zielone lub fioletowe. Typowe aniony, np. $\ce{Cl-}$, $\ce{NO3-}$, $\ce{SO4^2-}$, są bezbarwne. Barwa pomaga więc rozpoznać kation: bezbarwny roztwór nie zawiera jonów miedzi(II), żelaza ani chromu(III).

23.Barwy osadów wodorotlenków i soli

Białe osady: $\ce{Mg(OH)2}$, $\ce{Al(OH)3}$ (galaretowaty), $\ce{Zn(OH)2}$, $\ce{BaSO4}$, $\ce{AgCl}$ (serowaty, ciemnieje na świetle). Barwne: $\ce{Cu(OH)2}$ - niebieski, galaretowaty; $\ce{Fe(OH)2}$ - zielonkawy, na powietrzu brunatnieje; $\ce{Fe(OH)3}$ - rdzawobrunatny; $\ce{Cr(OH)3}$ - szarozielony; $\ce{PbI2}$ - żółty. Przykład rozpoznania: po dodaniu roztworu $\ce{NaOH}$ do roztworu soli żelaza(III) wypada rdzawobrunatny osad: $\ce{Fe^3+ + 3OH- -> Fe(OH)3 v}$.

24.Skały węglanowe i ich odróżnianie

Wapień, marmur i kreda to skały zbudowane głównie z węglanu wapnia $\ce{CaCO3}$. Krzemionka i kwarc to tlenek krzemu(IV) $\ce{SiO2}$, a gips to uwodniony siarczan(VI) wapnia $\ce{CaSO4 * 2H2O}$. Skałę węglanową rozpoznaje się kwasem solnym: wydziela się gaz (skała się burzy), który mętni wodę wapienną: $\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}$, jonowo $\ce{CaCO3 + 2H+ -> Ca^2+ + H2O + CO2 ^}$. Kwarc, krzemionka i gips nie wydzielają z kwasem solnym gazu.

25.Diament, grafit i fulereny

To odmiany alotropowe węgla - zbudowane tylko z atomów węgla, ale inaczej połączonych. Diament: każdy atom łączy się z 4 innymi w przestrzenną sieć; bezbarwny, przezroczysty, najtwardszy minerał, nie przewodzi prądu; narzędzia tnące, wiertła, biżuteria. Grafit: płaskie warstwy, w których atom łączy się z 3 innymi, a warstwy są słabo związane; szaroczarny, miękki, śliski, przewodzi prąd; elektrody, rysiki ołówków, smary. Fulereny: kuliste cząsteczki, np. $\ce{C60}$ w kształcie piłki futbolowej; badane w nanotechnologii.

26.Rozcieńczanie, zatężanie i mieszanie roztworów

Dolanie wody (rozcieńczanie) i odparowanie wody (zatężanie) nie zmieniają masy substancji rozpuszczonej $m_s$ - zmienia się tylko masa roztworu. Oblicza się więc $m_s = \frac{C_p \cdot m_r}{100\%}$ i dzieli przez nową masę roztworu. Przykład: 200 g roztworu 10% zawiera 20 g soli; po dolaniu 200 g wody $C_p = \frac{20~\mathrm{g}}{400~\mathrm{g}} \cdot 100\% = 5\%$. Przy mieszaniu dwóch roztworów dodaje się osobno masy substancji i masy roztworów. Dosypanie substancji zwiększa o tę samą masę i $m_s$, i $m_r$.

27.Mol i masa molowa

Mol to jednostka liczności materii: 1 mol zawiera $6{,}02 \cdot 10^{23}$ drobin (atomów, cząsteczek lub jonów). Masa molowa $M$ to masa 1 mola substancji w $\mathrm{g/mol}$; liczbowo równa się masie cząsteczkowej w u, np. $M_{\ce{H2O}} = 18~\mathrm{g/mol}$, $M_{\ce{CO2}} = 44~\mathrm{g/mol}$. Liczbę moli oblicza się ze wzoru $n = \frac{m}{M}$, a masę ze wzoru $m = n \cdot M$. Przykład: $36~\mathrm{g}$ wody to $\frac{36~\mathrm{g}}{18~\mathrm{g/mol}} = 2~\mathrm{mol}$.

28.Stała Avogadra i liczba drobin

Stała Avogadra $N_A = 6{,}02 \cdot 10^{23}~\mathrm{mol^{-1}}$ to liczba drobin w 1 molu. Liczbę drobin oblicza się ze wzoru $N = n \cdot N_A$. Przykład: $0{,}5~\mathrm{mol}$ $\ce{CO2}$ to $0{,}5 \cdot 6{,}02 \cdot 10^{23} = 3{,}01 \cdot 10^{23}$ cząsteczek, a ponieważ każda ma 3 atomy, atomów jest $9{,}03 \cdot 10^{23}$. Trzeba pilnować, o jakie drobiny chodzi: 1 mol cząsteczek $\ce{O2}$ to 2 mole atomów tlenu, a 1 mol $\ce{CaCl2}$ zawiera 1 mol jonów $\ce{Ca^2+}$ i 2 mole jonów $\ce{Cl-}$.

29.Objętość molowa gazów

W warunkach normalnych (temperatura $0~^{\circ}\mathrm{C}$, ciśnienie 1013 hPa) 1 mol dowolnego gazu zajmuje $22{,}4~\mathrm{dm^3}$ - to objętość molowa. Wzór: $V = n \cdot 22{,}4~\mathrm{dm^3/mol}$. Przykład: $11{,}2~\mathrm{dm^3}$ tlenu to $0{,}5~\mathrm{mol}$, czyli $0{,}5 \cdot 32~\mathrm{g/mol} = 16~\mathrm{g}$ i $3{,}01 \cdot 10^{23}$ cząsteczek. Ta zależność dotyczy tylko gazów - nie stosuje się jej do cieczy ani ciał stałych, np. do wody w $0~^{\circ}\mathrm{C}$.

30.Interpretacja równania reakcji

Współczynniki w równaniu podają stosunek liczby moli (i drobin) reagentów. Dla $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$: interpretacja molowa - 2 mol wodoru i 1 mol tlenu dają 2 mol wody; masowa - $4~\mathrm{g} + 32~\mathrm{g} = 36~\mathrm{g}$; objętościowa (gazy w warunkach normalnych) - $44{,}8~\mathrm{dm^3}$ wodoru reaguje z $22{,}4~\mathrm{dm^3}$ tlenu; cząsteczkowa - 2 cząsteczki wodoru i 1 cząsteczka tlenu dają 2 cząsteczki wody. Masa zawsze się zachowuje, ale liczba moli nie musi: tu z 3 moli substratów powstają 2 mole produktu.

31.Obliczenia stechiometryczne; substrat w nadmiarze

Kolejność: zbilansuj równanie, przelicz dane na mole, ułóż proporcję według współczynników, przelicz wynik na masę lub objętość. Gdy substraty zmieszano w stosunku innym niż stechiometryczny, ilość produktu wyznacza substrat w niedomiarze - ten, który zużyje się pierwszy; drugi zostaje w nadmiarze. Przykład: $4~\mathrm{g}$ $\ce{H2}$ (2 mol) i $16~\mathrm{g}$ $\ce{O2}$ (0,5 mol); na 2 mol wodoru potrzeba 1 mol tlenu, więc tlen jest w niedomiarze. Powstaje 1 mol wody ($18~\mathrm{g}$), a zostaje 1 mol wodoru ($2~\mathrm{g}$).

32.Wydajność reakcji

Wydajność reakcji to ilość produktu otrzymana naprawdę podzielona przez ilość teoretyczną (obliczoną z równania), w procentach: $W = \frac{m_{rz}}{m_{teor}} \cdot 100\%$; zamiast mas można użyć moli lub objętości. Bywa mniejsza niż 100%, bo część substratów nie reaguje, zachodzą reakcje uboczne albo produkt traci się przy oczyszczaniu. Przykład: ze $100~\mathrm{g}$ $\ce{CaCO3}$ teoretycznie powstaje $56~\mathrm{g}$ $\ce{CaO}$; jeśli otrzymano $42~\mathrm{g}$, to $W = \frac{42}{56} \cdot 100\% = 75\%$.

33.Stężenie molowe

Stężenie molowe $C_m$ to liczba moli substancji rozpuszczonej w $1~\mathrm{dm^3}$ roztworu: $C_m = \frac{n}{V}$, w $\mathrm{mol/dm^3}$; $V$ to objętość roztworu, nie wody. Stąd $n = C_m \cdot V$. Przykład: $8~\mathrm{g}$ $\ce{NaOH}$ ($M = 40~\mathrm{g/mol}$) to $0{,}2~\mathrm{mol}$; po rozpuszczeniu i dopełnieniu wodą do $0{,}5~\mathrm{dm^3}$ $C_m = \frac{0{,}2~\mathrm{mol}}{0{,}5~\mathrm{dm^3}} = 0{,}4~\mathrm{mol/dm^3}$. Przy rozcieńczaniu liczba moli się nie zmienia: $C_{m1} \cdot V_1 = C_{m2} \cdot V_2$.

34.Przeliczanie stężenia procentowego na molowe

Oba stężenia łączy gęstość roztworu $d$: $C_m = \frac{C_p \cdot d}{M \cdot 100\%}$, gdzie $d$ podaje się w $\mathrm{g/dm^3}$ (gęstość w $\mathrm{g/cm^3}$ mnoży się przez 1000); w drugą stronę $C_p = \frac{C_m \cdot M}{d} \cdot 100\%$. Najprościej liczyć dla $1~\mathrm{dm^3}$ roztworu. Przykład: 20-procentowy roztwór $\ce{NaOH}$ o gęstości $1{,}2~\mathrm{g/cm^3}$: $1~\mathrm{dm^3}$ ma masę $1200~\mathrm{g}$, zawiera $240~\mathrm{g}$ $\ce{NaOH}$, czyli $6~\mathrm{mol}$, więc $C_m = 6~\mathrm{mol/dm^3}$.