Wojewódzki Konkurs Chemiczny (wielkopolskie) - kwasy, redoks i obliczenia

1.Dysocjacja elektrolityczna kwasów

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad substancji na jony pod wpływem wody. Elektrolity (kwasy, zasady, sole) w roztworze przewodzą prąd, a nieelektrolity (np. cukier, etanol) - nie. Kwas dysocjuje na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej: $\ce{HCl -> H+ + Cl-}$, $\ce{HNO3 -> H+ + NO3-}$. Mocne kwasy (np. $\ce{HCl}$, $\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO4}$) dysocjują prawie całkowicie, a słabe (np. $\ce{H2S}$, $\ce{H2CO3}$) tylko częściowo - ich dysocjację zapisuje się strzałkami w obie strony.

2.Dysocjacja stopniowa kwasów wieloprotonowych

Kwasy mające w cząsteczce kilka atomów wodoru (wieloprotonowe) oddają jony $\ce{H+}$ po jednym, etapami, a każdy kolejny etap zachodzi w mniejszym stopniu. Kwas fosforowy(V): $\ce{H3PO4 <--> H+ + H2PO4-}$, $\ce{H2PO4- <--> H+ + HPO4^2-}$, $\ce{HPO4^2- <--> H+ + PO4^3-}$. Dwuetapowo dysocjują $\ce{H2SO4}$, $\ce{H2SO3}$, $\ce{H2CO3}$ i $\ce{H2S}$, np. $\ce{H2S <--> H+ + HS-}$, $\ce{HS- <--> H+ + S^2-}$.

3.Dysocjacja zasad i soli

Zasady dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe: $\ce{NaOH -> Na+ + OH-}$, $\ce{Ca(OH)2 -> Ca^2+ + 2OH-}$. To jony $\ce{OH-}$ nadają roztworom odczyn zasadowy. Sole dysocjują na kationy metalu (lub amonowe) i aniony reszty kwasowej, a indeks przy jonie we wzorze soli staje się współczynnikiem: $\ce{Al2(SO4)3 -> 2Al^3+ + 3SO4^2-}$, $\ce{K3PO4 -> 3K+ + PO4^3-}$. Reszta kwasowa nie rozpada się na pojedyncze atomy.

4.Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Wskaźniki zmieniają 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. Lakmus: czerwony w kwasowych, fioletowy w obojętnych, niebieski w zasadowych. Uniwersalny papierek wskaźnikowy pozwala odczytać przybliżone pH ze skali barw: w roztworach kwasowych barwi się na czerwono, a w zasadowych - na zielono lub niebiesko.

5.Skala pH i rozpoznawanie roztworów wskaźnikami

Skala pH (zwykle od 0 do 14) opisuje odczyn: $\mathrm{pH} < 7$ - kwasowy, $\mathrm{pH} = 7$ - obojętny, $\mathrm{pH} > 7$ - zasadowy; im niższe pH, tym bardziej kwasowy roztwór. Do rozpoznania roztworów dobiera się wskaźnik, który przy badanych odczynach ma różne barwy. Kwas, zasadę i roztwór obojętny odróżni oranż metylowy, a fenoloftaleina wskaże tylko zasadę. Malinowy roztwór zasady z fenoloftaleiną odbarwia się po dodaniu kwasu - tak można rozpoznać kwas.

6.Reakcja zobojętniania

Zobojętnianie to reakcja kwasu z zasadą, w której powstają sól i woda. Zapis cząsteczkowy: $\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$; jonowy: $\ce{H+ + Cl- + Na+ + OH- -> Na+ + Cl- + H2O}$; jonowy skrócony (bez jonów, które się nie zmieniają): $\ce{H+ + OH- -> H2O}$. Przebieg śledzi się wskaźnikiem: malinowa fenoloftaleina w zasadzie odbarwia się, gdy cała zasada przereaguje.

7.Wzory i nazwy soli

Nazwa soli to nazwa reszty kwasowej i metalu: $\ce{HCl}$ - chlorki, $\ce{H2S}$ - siarczki, $\ce{HNO3}$ - azotany(V), $\ce{H2SO3}$ - siarczany(IV), $\ce{H2SO4}$ - siarczany(VI), $\ce{H2CO3}$ - węglany, $\ce{H3PO4}$ - fosforany(V). Wartościowość reszty kwasowej równa się liczbie atomów wodoru w kwasie. Wzór tworzy się, przenosząc wartościowości na krzyż jako indeksy, np. $\ce{Ca3(PO4)2}$, $\ce{Fe2(SO4)3}$, $\ce{Al(NO3)3}$.

8.Metody otrzymywania soli

Sole otrzymuje się m.in. w reakcjach: kwas + zasada ($\ce{H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O}$), kwas + tlenek metalu ($\ce{2HCl + CuO -> CuCl2 + H2O}$), kwas + metal aktywniejszy od wodoru ($\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2}$), tlenek niemetalu + zasada ($\ce{CO2 + Ca(OH)2 -> CaCO3 + H2O}$), tlenek metalu + tlenek niemetalu ($\ce{CaO + CO2 -> CaCO3}$), metal + niemetal ($\ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}$) oraz w reakcjach strąceniowych.

9.Reakcje strąceniowe i tablica rozpuszczalności

Reakcja strąceniowa zachodzi, gdy po zmieszaniu dwóch roztworów powstaje trudno rozpuszczalny osad - sprawdza się to w tablicy rozpuszczalności. Przykłady: $\ce{Ba^2+ + SO4^2- -> BaSO4}$ (biały osad, wykrywanie siarczanów(VI)), $\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl}$ (biały osad, wykrywanie chlorków), $\ce{Cu^2+ + 2OH- -> Cu(OH)2}$ (niebieski osad), $\ce{Ca^2+ + CO3^2- -> CaCO3}$ (biały osad). Sole sodu, potasu, amonowe i azotany(V) są rozpuszczalne.

10.Wodorosole

Wodorosole to sole kwasów wieloprotonowych, w których anionie zostały atomy wodoru. Powstają m.in. przy niedomiarze zasady: $\ce{H2SO4 + NaOH -> NaHSO4 + H2O}$. Nazwy: $\ce{NaHSO4}$ - wodorosiarczan(VI) sodu, $\ce{NaHSO3}$ - wodorosiarczan(IV) sodu, $\ce{NaHCO3}$ - wodorowęglan sodu (soda oczyszczona), $\ce{NaHS}$ - wodorosiarczek sodu, $\ce{KH2PO4}$ - diwodorofosforan(V) potasu, $\ce{K2HPO4}$ - wodorofosforan(V) potasu. $\ce{Ca(HCO3)2}$ powoduje twardość wody.

11.Sole amonowe

Sole amonowe zawierają kation amonowy $\ce{NH4+}$, który w solach zachowuje się jak jon metalu jednowartościowego. Powstają z amoniaku i kwasu: $\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$, $\ce{2NH3 + H2SO4 -> (NH4)2SO4}$. Przykłady: chlorek amonu $\ce{NH4Cl}$, siarczan(VI) amonu $\ce{(NH4)2SO4}$, azotan(V) amonu $\ce{NH4NO3}$ (saletra amonowa), fosforan(V) amonu $\ce{(NH4)3PO4}$. Wykrywanie: ogrzana z zasadą sól wydziela amoniak: $\ce{NH4Cl + NaOH -> NaCl + NH3 + H2O}$.

12.Stopnie utlenienia - zasady ustalania

Stopień utlenienia to ładunek, jaki miałby atom, gdyby wszystkie jego wiązania były jonowe; zapisuje się go cyfrą rzymską ze znakiem. Zasady: pierwiastek w stanie wolnym ma 0; suma stopni w cząsteczce wynosi 0, a w jonie - tyle, ile ładunek jonu; wodór ma zwykle +I (w wodorkach metali -I), tlen -II (w nadtlenkach -I), fluor -I, metale grupy 1 +I, grupy 2 +II, glin +III. Przykład $\ce{H2SO4}$: $2 \cdot (+1) + x + 4 \cdot (-2) = 0$, więc siarka ma +VI.

13.Stopnie utlenienia w jonach złożonych

W jonie złożonym suma stopni utlenienia wszystkich atomów równa się ładunkowi jonu. $\ce{MnO4-}$: $x + 4 \cdot (-2) = -1$, więc mangan ma +VII. $\ce{Cr2O7^2-}$: $2x + 7 \cdot (-2) = -2$, więc chrom ma +VI. $\ce{NH4+}$: $x + 4 \cdot (+1) = +1$, więc azot ma -III. $\ce{SO3^2-}$: $x + 3 \cdot (-2) = -2$, więc siarka ma +IV. Typowy błąd: przyrównanie sumy do zera zamiast do ładunku jonu.

14.Utlenianie, redukcja, utleniacz i reduktor

Utlenianie to oddawanie elektronów - stopień utlenienia rośnie; redukcja to przyjmowanie elektronów - stopień utlenienia maleje. Oba procesy zachodzą zawsze razem (reakcja redoks). Utleniacz przyjmuje elektrony, więc sam się redukuje; reduktor oddaje elektrony, więc sam się utlenia. W reakcji $\ce{CuO + H2 -> Cu + H2O}$ miedź redukuje się z +II do 0 ($\ce{CuO}$ to utleniacz), a wodór utlenia się z 0 do +I ($\ce{H2}$ to reduktor).

15.Bilans elektronowy - prosty przykład

Kroki: 1) ustal stopnie utlenienia i znajdź atomy, które je zmieniają; 2) zapisz równania połówkowe z elektronami; 3) pomnóż je tak, by liczba elektronów oddanych i przyjętych była równa; 4) przenieś mnożniki jako współczynniki i uzgodnij pozostałe atomy. Przykład $\ce{CuO + C -> Cu + CO2}$: $\ce{Cu^{II} + 2e- -> Cu^0}$ (razy 2), $\ce{C^0 -> C^{IV} + 4e-}$ (razy 1), stąd $\ce{2CuO + C -> 2Cu + CO2}$.

16.Bilans elektronowy - miedź z kwasem azotowym(V)

W reakcjach złożonych tylko część atomów zmienia stopień utlenienia. Miedź z rozcieńczonym $\ce{HNO3}$: $\ce{Cu^0 -> Cu^{II} + 2e-}$ (razy 3), $\ce{N^{V} + 3e- -> N^{II}}$ (razy 2). Z bilansu: 3 atomy Cu i 2 cząsteczki $\ce{NO}$; do soli $\ce{3Cu(NO3)2}$ trafia jeszcze 6 jonów azotanowych(V), które się nie redukują, więc razem 8 cząsteczek $\ce{HNO3}$: $\ce{3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O}$. Na końcu uzgadnia się wodór i tlen.

17.Bilans jonowo-elektronowy

W bilansie jonowo-elektronowym zapisuje się równania połówkowe z jonami, które naprawdę reagują. W środowisku kwasowym brakujący tlen uzupełnia się cząsteczkami $\ce{H2O}$, wodór - jonami $\ce{H+}$, a ładunek - elektronami (w zasadowym używa się $\ce{OH-}$ i $\ce{H2O}$). Przykład: $\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn^2+ + 4H2O}$ oraz $\ce{Fe^2+ -> Fe^3+ + e-}$ (razy 5). Suma: $\ce{MnO4- + 5Fe^2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe^3+ + 4H2O}$ - zgadzają się atomy i ładunki.

18.Miedź i srebro z kwasem azotowym(V)

Kwas azotowy(V) jest kwasem utleniającym: roztwarza metale mniej aktywne od wodoru, ale zamiast wodoru wydzielają się tlenki azotu. Stężony: $\ce{Cu + 4HNO3 -> Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O}$ - brunatny gaz $\ce{NO2}$. Rozcieńczony (zapis jonowy skrócony): $\ce{3Cu + 8H+ + 2NO3- -> 3Cu^2+ + 2NO + 4H2O}$ - bezbarwny $\ce{NO}$, który na powietrzu brunatnieje. Jony $\ce{Cu^2+}$ barwią roztwór na niebiesko. Srebro ze stężonym kwasem: $\ce{Ag + 2HNO3 -> AgNO3 + NO2 + H2O}$.

19.Stężony kwas siarkowy(VI) jako kwas utleniający

Stężony $\ce{H2SO4}$ roztwarza miedź i srebro, redukując się do tlenku siarki(IV) - wodór się nie wydziela: $\ce{Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 + 2H2O}$, $\ce{2Ag + 2H2SO4 -> Ag2SO4 + SO2 + 2H2O}$. Obserwacje: wydziela się bezbarwny gaz o duszącym zapachu, a po rozcieńczeniu wodą roztwór z miedzią staje się niebieski. Rozcieńczony $\ce{H2SO4}$ z miedzią nie reaguje. Glin i żelazo w stężonych kwasach utleniających ulegają pasywacji.

20.Przeliczanie jednostek masy i objętości

Masa: $1~\mathrm{t} = 1000~\mathrm{kg}$, $1~\mathrm{kg} = 1000~\mathrm{g}$, $1~\mathrm{g} = 1000~\mathrm{mg}$. Objętość: $1~\mathrm{m^3} = 1000~\mathrm{dm^3}$, $1~\mathrm{dm^3} = 1~\mathrm{l} = 1000~\mathrm{cm^3}$, $1~\mathrm{cm^3} = 1~\mathrm{ml}$. Przy zamianie na mniejszą jednostkę mnożymy, na większą - dzielimy, np. $0{,}25~\mathrm{dm^3} = 250~\mathrm{cm^3}$, $1500~\mathrm{mg} = 1{,}5~\mathrm{g}$. Gęstość: $1~\mathrm{g/cm^3} = 1000~\mathrm{g/dm^3}$.

21.Gęstość w obliczeniach

Gęstość to masa jednostki objętości: $d = \frac{m}{V}$, stąd $m = d \cdot V$ i $V = \frac{m}{d}$. W chemii łączy objętość roztworu z jego masą, np. $200~\mathrm{cm^3}$ roztworu o gęstości $1{,}1~\mathrm{g/cm^3}$ ma masę $1{,}1 \cdot 200 = 220~\mathrm{g}$. Gęstość wody wynosi około $1~\mathrm{g/cm^3}$, dlatego $1~\mathrm{cm^3}$ wody ma masę około 1 g. Jednostki muszą do siebie pasować: gramy z $\mathrm{cm^3}$ albo kilogramy z $\mathrm{dm^3}$.

22.Mol i masa molowa

Mol to jednostka liczności materii: 1 mol zawiera $6{,}02 \cdot 10^{23}$ drobin (atomów, cząsteczek, jonów) - to liczba Avogadra. Masa molowa M to masa 1 mola w gramach; liczbowo równa się masie atomowej lub cząsteczkowej, np. $M_{\ce{H2O}} = 18~\mathrm{g/mol}$. Liczba moli: $n = \frac{m}{M}$, np. 36 g wody to $\frac{36}{18} = 2~\mathrm{mol}$, czyli $1{,}204 \cdot 10^{24}$ cząsteczek.

23.Objętość molowa gazów

W warunkach normalnych (0°C, 1013 hPa) 1 mol dowolnego gazu zajmuje $22{,}4~\mathrm{dm^3}$ - to objętość molowa. Liczba moli gazu: $n = \frac{V}{22{,}4~\mathrm{dm^3/mol}}$. Przykład: $11{,}2~\mathrm{dm^3}$ tlenu to $0{,}5~\mathrm{mol}$, czyli $0{,}5 \cdot 32 = 16~\mathrm{g}$. Dla gazów w tych samych warunkach stosunek objętości równa się stosunkowi liczby moli.

24.Zawartość procentowa pierwiastka w związku

Procent masowy pierwiastka to udział jego masy w masie cząsteczki: $\%E = \frac{n \cdot m_E}{m_{cz}} \cdot 100\%$, gdzie $n$ - liczba atomów pierwiastka we wzorze. Przykład $\ce{SO3}$ ($m = 32 + 3 \cdot 16 = 80~\mathrm{u}$): siarka $\frac{32}{80} \cdot 100\% = 40\%$, tlen $\frac{48}{80} \cdot 100\% = 60\%$. Tak samo liczy się procent składnika w mieszaninie: masa składnika przez masę mieszaniny razy 100%.

25.Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty

Wzór empiryczny podaje najprostszy całkowitoliczbowy stosunek liczb atomów, a rzeczywisty - ich liczbę w cząsteczce. Procenty masowe dzielimy przez masy atomowe, a wyniki przez najmniejszy z nich. Jeśli stosunek nie jest całkowitoliczbowy, mnożymy wszystkie liczby przez odpowiednią liczbę, np. 1 : 1,5 daje 2 : 3. Zaokrąglamy tylko niewielkie odchylenia wynikające z dokładności danych. Dla 85,7% C i 14,3% H otrzymujemy stosunek około 1 : 2 i wzór CH2. Przy masie cząsteczkowej 28 u wzór rzeczywisty to C2H4.

26.Analiza spaleniowa

Przy całkowitym spalaniu cały węgiel związku przechodzi do CO2, a wodór do H2O. Masa węgla stanowi 12/44 masy otrzymanego CO2, a masa wodoru - 2/18 masy otrzymanej wody. Jeśli wiadomo, że związek zawiera wyłącznie C, H i O, masę tlenu obliczamy, odejmując masy C i H od masy próbki. Przykład: 2,3 g takiego związku dało 4,4 g CO2, czyli 1,2 g C, oraz 2,7 g H2O, czyli 0,3 g H. Masa O wynosi 0,8 g. Stosunek moli C : H : O wynosi 0,1 : 0,3 : 0,05 = 2 : 6 : 1, więc wzór empiryczny to C2H6O.

27.Interpretacja ilościowa równania reakcji

Współczynniki w równaniu oznaczają liczby drobin i liczby moli. $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$: 2 cząsteczki wodoru i 1 cząsteczka tlenu dają 2 cząsteczki wody; 2 mole i 1 mol dają 2 mole; masowo 4 g i 32 g dają 36 g (prawo zachowania masy); w warunkach normalnych $44{,}8~\mathrm{dm^3}$ wodoru reaguje z $22{,}4~\mathrm{dm^3}$ tlenu. Stosunek masowy wodoru do tlenu w tej reakcji wynosi 1 : 8, a molowy 2 : 1.

28.Obliczenia stechiometryczne

Obliczenia stechiometryczne opierają się na proporcji wynikającej ze zbilansowanego równania. Kroki: zapisz i uzgodnij równanie, pod substancjami wpisz masy (albo mole, objętości) z równania, nad nimi - dane z zadania, ułóż proporcję. Przykład: ile gramów $\ce{CaO}$ powstanie z 50 g $\ce{CaCO3}$? $\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}$: ze 100 g powstaje 56 g, więc z 50 g - $\frac{50 \cdot 56}{100} = 28~\mathrm{g}$.

29.Wydajność reakcji

Wydajność to stosunek ilości produktu rzeczywiście otrzymanej do ilości teoretycznej (obliczonej z równania): $W = \frac{m_{rz}}{m_{teor}} \cdot 100\%$. Wydajność poniżej 100% wynika ze strat, reakcji ubocznych i niecałkowitego przebiegu reakcji. Przykład: teoretycznie 28 g $\ce{CaO}$, otrzymano 21 g, więc $W = \frac{21}{28} \cdot 100\% = 75\%$. Przy wydajności poniżej 100% trzeba użyć więcej substratu, bo planuje się $m_{teor} = \frac{m_{rz} \cdot 100\%}{W}$.

30.Rozpuszczalność i roztwór nasycony

Rozpuszczalność to największa masa substancji, którą można rozpuścić w 100 g wody w danej temperaturze - powstaje wtedy roztwór nasycony; w roztworze nienasyconym można rozpuścić jeszcze trochę substancji. Rozpuszczalność większości ciał stałych rośnie z temperaturą, a gazów - maleje. Stężenie roztworu nasyconego: $C_p = \frac{R}{100~\mathrm{g} + R} \cdot 100\%$, np. dla $R = 36~\mathrm{g}$: $\frac{36}{136} \cdot 100\% \approx 26{,}5\%$.

31.Stężenie procentowe

Stężenie procentowe to masa substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu: $C_p = \frac{m_s}{m_r} \cdot 100\%$, gdzie $m_r = m_s + m_{wody}$. Przekształcenia: $m_s = \frac{C_p \cdot m_r}{100\%}$, $m_r = \frac{m_s \cdot 100\%}{C_p}$. Przykład: 20 g soli w 180 g wody daje 200 g roztworu o stężeniu $\frac{20}{200} \cdot 100\% = 10\%$. Gdy znana jest objętość roztworu, jego masę oblicza się z gęstości: $m_r = d \cdot V$.

32.Rozcieńczanie i zatężanie roztworów

Przy rozcieńczaniu (dolewaniu wody) i zatężaniu przez odparowanie wody masa substancji rozpuszczonej się nie zmienia - zmienia się tylko masa roztworu. Przykład: 150 g roztworu 10% zawiera 15 g soli; po dolaniu 50 g wody: $\frac{15}{200} \cdot 100\% = 7{,}5\%$, a po odparowaniu 75 g wody: $\frac{15}{75} \cdot 100\% = 20\%$. Gdy zatęża się roztwór przez dosypanie substancji, rośnie i masa substancji, i masa roztworu.

33.Mieszanie roztworów

Po zmieszaniu roztworów tej samej substancji sumują się masy substancji i masy roztworów: $C_3 = \frac{m_{s1} + m_{s2}}{m_{r1} + m_{r2}} \cdot 100\%$, czyli $m_1 \cdot C_1 + m_2 \cdot C_2 = (m_1 + m_2) \cdot C_3$. Przykład: 100 g roztworu 10% i 300 g roztworu 30%: $\frac{10 + 90}{400} \cdot 100\% = 25\%$. Stężenie mieszaniny leży zawsze między stężeniami składników; stężeń nie wolno po prostu dodawać.

34.Procent objętościowy w mieszaninach gazów

Procent objętościowy to udział objętości składnika w objętości całej mieszaniny: $\%V = \frac{V_{skł}}{V_{miesz}} \cdot 100\%$. Powietrze zawiera około 78% azotu, 21% tlenu i 1% argonu (procenty objętościowe), więc w $500~\mathrm{dm^3}$ powietrza jest około $0{,}21 \cdot 500 = 105~\mathrm{dm^3}$ tlenu. Dla gazów w tych samych warunkach procent objętościowy równa się procentowi molowemu.

35.Hydraty

Hydraty to sole zawierające w krysztale wodę krystalizacyjną, np. $\ce{CuSO4*5H2O}$ - pentahydrat siarczanu(VI) miedzi(II), niebieski (po ogrzaniu traci wodę i staje się biały), $\ce{CaSO4*2H2O}$ - gips, $\ce{Na2CO3*10H2O}$ - soda krystaliczna. Masa hydratu = masa soli + masa wody, np. $160 + 5 \cdot 18 = 250~\mathrm{u}$, w tym woda stanowi $\frac{90}{250} \cdot 100\% = 36\%$. Po rozpuszczeniu hydratu woda krystalizacyjna staje się częścią rozpuszczalnika.

36.Stężenie molowe

Stężenie molowe to liczba moli substancji w $1~\mathrm{dm^3}$ roztworu: $C_m = \frac{n}{V}$ (V w $\mathrm{dm^3}$), jednostka $\mathrm{mol/dm^3}$. Przekształcenia: $n = C_m \cdot V$, $m = C_m \cdot V \cdot M$. Przykład: 4 g $\ce{NaOH}$ ($M = 40~\mathrm{g/mol}$, czyli 0,1 mol) w $250~\mathrm{cm^3}$ roztworu: $C_m = \frac{0{,}1}{0{,}25} = 0{,}4~\mathrm{mol/dm^3}$. Objętość zawsze zamieniaj na $\mathrm{dm^3}$.

37.Przygotowanie roztworu o określonym stężeniu molowym

Najpierw obliczenia: $n = C_m \cdot V$, potem $m = n \cdot M$. Np. $500~\mathrm{cm^3}$ roztworu $\ce{NaOH}$ o stężeniu $0{,}2~\mathrm{mol/dm^3}$: $n = 0{,}2 \cdot 0{,}5 = 0{,}1~\mathrm{mol}$, $m = 0{,}1 \cdot 40 = 4~\mathrm{g}$. Wykonanie: odważ substancję, rozpuść ją w niewielkiej ilości wody, przenieś do kolby miarowej o pojemności $500~\mathrm{cm^3}$, uzupełnij wodą do kreski i wymieszaj. Stężenie molowe dotyczy objętości roztworu, a nie wody.

38.Przeliczanie stężenia procentowego na molowe

Najprościej liczyć dla $1~\mathrm{dm^3}$ roztworu: z gęstości jego masa, z $C_p$ masa substancji, z masy molowej liczba moli. Wzór: $C_m = \frac{C_p \cdot d}{M \cdot 100\%}$ (d w $\mathrm{g/dm^3}$). Przykład: roztwór $\ce{NaOH}$ 20% o gęstości $1{,}2~\mathrm{g/cm^3}$: $C_m = \frac{20 \cdot 1200}{40 \cdot 100} = 6~\mathrm{mol/dm^3}$. Odwrotnie: $C_p = \frac{C_m \cdot M \cdot 100\%}{d}$.

39.Obliczenia stechiometryczne z roztworami

Gdy substrat jest w roztworze, najpierw oblicz jego masę lub liczbę moli: z $C_p$ ($m_s = \frac{C_p \cdot m_r}{100\%}$) albo z $C_m$ ($n = C_m \cdot V$), a dopiero potem stosuj proporcję z równania. Przykład: ile gramów $\ce{NaOH}$ zobojętni 50 g kwasu chlorowodorowego o stężeniu 7,3%? $m_{\ce{HCl}} = 3{,}65~\mathrm{g}$, czyli $0{,}1~\mathrm{mol}$; z $\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$ wynika stosunek 1 : 1, więc potrzeba $0{,}1~\mathrm{mol}$, czyli 4 g $\ce{NaOH}$.