Wojewódzki Konkurs Przedmiotowy z Chemii (śląskie) - obliczenia i sole

1.Masa atomowa i masa cząsteczkowa

Masy atomów podaje się w atomowych jednostkach masy (u); masę atomową pierwiastka odczytuje się z układu okresowego. Masa cząsteczkowa to suma mas atomowych wszystkich atomów w cząsteczce. Przykład: $\ce{H2SO4}$: $2 \cdot 1 + 32 + 4 \cdot 16 = 98~\mathrm{u}$. Tak samo liczy się masę cząsteczek pierwiastków: $\ce{O3}$ - $3 \cdot 16 = 48~\mathrm{u}$, $\ce{P4}$ - $4 \cdot 31 = 124~\mathrm{u}$. Indeks za nawiasem mnoży całą grupę: $\ce{Ca(OH)2}$ ma masę $40 + 2 \cdot 17 = 74~\mathrm{u}$.

2.Prawo stałości składu i stosunek masowy pierwiastków

Prawo stałości składu: pierwiastki łączą się w danym związku zawsze w tym samym stosunku masowym, niezależnie od sposobu jego otrzymania. Stosunek masowy liczy się z mas atomowych i indeksów. Przykład: w wodzie $\ce{H2O}$: $m_H : m_O = 2 \cdot 1 : 16 = 1 : 8$, więc 9 g wody zawiera 1 g wodoru i 8 g tlenu. W $\ce{CO2}$: $m_C : m_O = 12 : 32 = 3 : 8$.

3.Ustalanie wzoru związku ze stosunku masowego

Masę (albo udział masowy) każdego pierwiastka podziel przez jego masę atomową - otrzymasz stosunek liczby atomów; potem sprowadź go do najmniejszych liczb całkowitych. Przykład: siarka i tlen łączą się w stosunku masowym 1 : 1, więc $\frac{1}{32} : \frac{1}{16} = 1 : 2$ - wzór $\ce{SO2}$. Przy stosunku masowym 2 : 3: $\frac{2}{32} : \frac{3}{16} = 1 : 3$ - wzór $\ce{SO3}$.

4.Zawartość procentowa pierwiastka w związku

Zawartość procentowa (procent masowy) pierwiastka to udział masy jego atomów w masie cząsteczkowej związku: $\%E = \frac{m_E}{m_{zw}} \cdot 100\%$. Przykład: masa cząsteczkowa $\ce{Fe2O3}$ wynosi $2 \cdot 56 + 3 \cdot 16 = 160~\mathrm{u}$, więc żelazo stanowi $\frac{112}{160} \cdot 100\% = 70\%$, a tlen $100\% - 70\% = 30\%$ masy związku. Tak samo liczy się procent grupy atomów, np. wody w hydracie.

5.Prawo zachowania masy i masowy stosunek stechiometryczny

Prawo zachowania masy: łączna masa substratów równa się łącznej masie produktów. Z równania reakcji odczytuje się stosunek mas reagentów - współczynnik mnoży się przez masę cząsteczkową. Przykład: $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$: $2 \cdot 2 : 32 : 2 \cdot 18 = 4 : 32 : 36$, czyli $1 : 8 : 9$. Ten stosunek jest stały - z 1 g wodoru i 8 g tlenu zawsze powstaje 9 g wody.

6.Obliczenia stechiometryczne z równania reakcji

1) Zapisz i uzgodnij równanie. 2) Nad wzorami wpisz dane i szukaną, a pod wzorami masy wynikające z równania (współczynnik razy masa cząsteczkowa, w gramach). 3) Ułóż proporcję i rozwiąż. Przykład: ile tlenku wapnia powstanie z 50 g węglanu wapnia? $\ce{CaCO3 ->[T] CaO + CO2}$: 100 g $\ce{CaCO3}$ daje 56 g $\ce{CaO}$, więc 50 g daje $x = \frac{50 \cdot 56}{100} = 28~\mathrm{g}$.

7.Substrat w nadmiarze i w niedomiarze

Substraty reagują zawsze w stałym stosunku, więc gdy jednego jest za dużo, jego nadmiar zostaje po reakcji, a masę produktu wyznacza substrat w niedomiarze. Przykład: zmieszano 10 g wodoru i 32 g tlenu. Z równania $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$ wodór i tlen reagują w stosunku $4 : 32$, więc 32 g tlenu zużyje tylko 4 g wodoru. Powstanie 36 g wody, a 6 g wodoru pozostanie.

8.Zawartość składnika w stopie i w zanieczyszczonej próbce

Procent masowy składnika w mieszaninie (stopie, rudzie, próbce) = masa składnika podzielona przez masę całej mieszaniny $\cdot 100\%$. Do obliczeń z równania reakcji bierze się tylko masę czystej substancji. Przykład: 200 g wapienia zawierającego 80% węglanu wapnia to $0{,}8 \cdot 200 = 160~\mathrm{g}$ $\ce{CaCO3}$. Mosiądz o masie 50 g zawierający 32 g miedzi ma $\frac{32}{50} \cdot 100\% = 64\%$ miedzi i 36% cynku.

9.Mol, liczba Avogadra i masa molowa

Mol to jednostka liczności materii: 1 mol to $6{,}02 \cdot 10^{23}$ drobin (atomów, cząsteczek, jonów) - tyle wynosi liczba Avogadra. Masa molowa M to masa 1 mola substancji w $\mathrm{g/mol}$; liczbowo równa się masie cząsteczkowej w u. Liczba moli: $n = \frac{m}{M}$. Przykład: masa molowa wody to $18~\mathrm{g/mol}$, więc 36 g wody to 2 mole, czyli $2 \cdot 6{,}02 \cdot 10^{23} = 1{,}204 \cdot 10^{24}$ cząsteczek.

10.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: $11{,}2~\mathrm{dm^3}$ tlenku węgla(IV) to 0,5 mola, czyli $0{,}5 \cdot 44 = 22~\mathrm{g}$. Gęstość gazu w warunkach normalnych: $d = \frac{M}{22{,}4}$ (w $\mathrm{g/dm^3}$).

11.Molowy stosunek stechiometryczny

Współczynniki w równaniu reakcji podają stosunek liczby moli reagentów, a dla gazów w tych samych warunkach - także stosunek ich objętości. Przykład: $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ oznacza, że 1 mol metanu reaguje z 2 molami tlenu, a powstaje 1 mol tlenku węgla(IV) i 2 mole wody. Do spalenia $11{,}2~\mathrm{dm^3}$ metanu (0,5 mola) potrzeba więc 1 mola tlenu, czyli $22{,}4~\mathrm{dm^3}$ (warunki normalne).

12.Hydraty - sole uwodnione

Hydrat to sól, której kryształy zawierają związane cząsteczki wody (wodę krystalizacyjną), np. $\ce{CuSO4*5H2O}$ - pentahydrat siarczanu(VI) miedzi(II), $\ce{CaSO4*2H2O}$ - dihydrat siarczanu(VI) wapnia (gips). Masę hydratu liczy się razem z wodą: $\ce{CuSO4*5H2O}$ ma masę $160 + 5 \cdot 18 = 250~\mathrm{u}$, a woda stanowi $\frac{90}{250} \cdot 100\% = 36\%$. Ogrzewany niebieski hydrat traci wodę i zmienia się w biały, bezwodny $\ce{CuSO4}$.

13.Rozpuszczalność; roztwór nasycony i nienasycony

Rozpuszczalność to największa masa substancji, jaką można rozpuścić w 100 g wody w danej temperaturze - powstaje wtedy roztwór nasycony. Roztwór nienasycony może rozpuścić jeszcze więcej substancji. Rozpuszczalność większości ciał stałych rośnie z temperaturą, a gazów maleje. Przykład: przy rozpuszczalności 40 g (na 100 g wody) w 250 g wody rozpuści się najwyżej $\frac{40 \cdot 250}{100} = 100~\mathrm{g}$, a stężenie roztworu nasyconego wynosi $\frac{40}{140} \cdot 100\% \approx 28{,}6\%$.

14.Stężenie procentowe roztworu

Stężenie procentowe mówi, ile gramów substancji rozpuszczonej jest w 100 g roztworu: $C_p = \frac{m_s}{m_r} \cdot 100\%$, gdzie masa roztworu $m_r = m_s + m_w$ (substancja i woda). Po przekształceniu: $m_s = \frac{C_p \cdot m_r}{100\%}$. Przykład: 20 g soli rozpuszczone w 80 g wody dają 100 g roztworu o stężeniu 20%. Typowy błąd to dzielenie przez masę wody zamiast przez masę roztworu.

15.Gęstość roztworu w obliczeniach stężeń

Gdy znasz objętość roztworu, jego masę obliczysz z gęstości: $m_r = d \cdot V$. Przykład: $500~\mathrm{cm^3}$ roztworu o gęstości $1{,}2~\mathrm{g/cm^3}$ ma masę $600~\mathrm{g}$; jeśli jego stężenie wynosi 10%, zawiera $60~\mathrm{g}$ substancji. Objętości roztworu nie wolno traktować jak masy - tylko dla wody można przyjąć, że $1~\mathrm{cm^3}$ waży ok. 1 g.

16.Rozcieńczanie i zatężanie roztworów

Przy dolewaniu wody masa substancji rozpuszczonej się nie zmienia, rośnie tylko masa roztworu - stężenie maleje. Przykład: 200 g roztworu 15% zawiera 30 g substancji; po dolaniu 100 g wody $C_p = \frac{30}{300} \cdot 100\% = 10\%$. Zatężanie to odparowanie wody albo dosypanie substancji: po odparowaniu 100 g wody z 200 g roztworu 10% (20 g substancji) stężenie wynosi $\frac{20}{100} \cdot 100\% = 20\%$.

17.Mieszanie roztworów

Po zmieszaniu dwóch roztworów tej samej substancji dodaje się osobno masy substancji i osobno masy roztworów: $C_p = \frac{m_{s1} + m_{s2}}{m_{r1} + m_{r2}} \cdot 100\%$. Przykład: 100 g roztworu 10% (10 g substancji) i 300 g roztworu 30% (90 g substancji) dają 400 g roztworu ze 100 g substancji, czyli 25%. Stężenie mieszaniny leży zawsze między stężeniami roztworów wyjściowych - bliżej tego, którego było więcej.

18.Przygotowanie roztworu o zadanym stężeniu

1) Oblicz masę substancji $m_s = \frac{C_p \cdot m_r}{100\%}$ i masę wody $m_w = m_r - m_s$. 2) Odważ substancję na wadze. 3) Odmierz wodę cylindrem miarowym (1 g wody to ok. $1~\mathrm{cm^3}$). 4) Rozpuść substancję w zlewce, mieszając bagietką. Przykład: 150 g roztworu soli o stężeniu 8% wymaga $0{,}08 \cdot 150 = 12~\mathrm{g}$ soli i $138~\mathrm{g}$, czyli ok. $138~\mathrm{cm^3}$ wody.

19.Stężenie molowe

Stężenie molowe to liczba moli substancji w $1~\mathrm{dm^3}$ roztworu: $C_m = \frac{n}{V}$, jednostka $\mathrm{mol/dm^3}$; stąd $n = C_m \cdot V$. Objętość trzeba wyrazić w $\mathrm{dm^3}$ ($250~\mathrm{cm^3} = 0{,}25~\mathrm{dm^3}$). Przykład: 20 g wodorotlenku sodu ($M = 40~\mathrm{g/mol}$, czyli 0,5 mola) rozpuszczono, otrzymując $250~\mathrm{cm^3}$ roztworu: $C_m = \frac{0{,}5}{0{,}25} = 2~\mathrm{mol/dm^3}$.

20.Przeliczanie stężenia procentowego na molowe

Stężenia przelicza się przez gęstość roztworu: $C_m = \frac{C_p \cdot d}{M \cdot 100\%}$, gdzie gęstość d podana jest w $\mathrm{g/dm^3}$. Najprościej rozważyć $1~\mathrm{dm^3}$ roztworu: jego masa to d, masa substancji to $C_p \cdot d$, a liczba moli - ta masa podzielona przez M. Przykład: kwas solny o stężeniu 36,5% i gęstości $1180~\mathrm{g/dm^3}$: $1~\mathrm{dm^3}$ zawiera $0{,}365 \cdot 1180 = 430{,}7~\mathrm{g}$ HCl, czyli $\frac{430{,}7}{36{,}5} = 11{,}8~\mathrm{mol}$.

21.Szereg aktywności metali

Szereg aktywności porządkuje metale od najbardziej do najmniej aktywnych, np.: K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Au. Metale leżące przed wodorem wypierają wodór z kwasów (np. kwasu chlorowodorowego), a leżące za nim (miedź, srebro, złoto) - nie. Metal bardziej aktywny wypiera metal mniej aktywny z roztworu jego soli. Najaktywniejsze metale (K, Ca, Na) reagują już z wodą, tworząc wodorotlenek i wodór.

22.Otrzymywanie soli: metal + kwas

Metale aktywniejsze od wodoru reagują z kwasami, tworząc sól i wodór. Przykład: $\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2}$, w zapisie jonowym skróconym: $\ce{Mg + 2H+ -> Mg^2+ + H2}$. Podobnie $\ce{Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2}$ oraz $\ce{2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2}$. Żelazo z kwasem chlorowodorowym daje chlorek żelaza(II): $\ce{Fe + 2HCl -> FeCl2 + H2}$. Miedź z kwasem chlorowodorowym nie reaguje, bo w szeregu aktywności leży za wodorem.

23.Otrzymywanie soli: metal + sól (wypieranie metalu)

Metal bardziej aktywny wypiera metal mniej aktywny z roztworu jego soli. Przykład: żelazny gwóźdź w roztworze siarczanu(VI) miedzi(II) pokrywa się czerwonobrunatnym nalotem miedzi, a niebieski roztwór blednie: $\ce{Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu}$, jonowo: $\ce{Fe + Cu^2+ -> Fe^2+ + Cu}$. Cynk wypiera srebro: $\ce{Zn + 2AgNO3 -> Zn(NO3)2 + 2Ag}$. Miedź nie wyprze cynku z roztworu $\ce{ZnSO4}$, bo jest mniej aktywna.

24.Otrzymywanie soli: metal + niemetal

Metale łączą się bezpośrednio z niemetalami, tworząc sole kwasów beztlenowych (chlorki, bromki, siarczki). Przykłady: $\ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}$, $\ce{2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3}$, $\ce{Fe + S ->[T] FeS}$, $\ce{Zn + S ->[T] ZnS}$. Tą metodą nie otrzymuje się soli kwasów tlenowych, np. siarczanów(VI) - w ich resztach kwasowych musi być tlen.

25.Otrzymywanie soli: tlenek metalu + kwas

Tlenek metalu reaguje z kwasem, tworząc sól i wodę - także tlenki metali mało aktywnych. Przykład: czarny tlenek miedzi(II) po ogrzaniu z kwasem siarkowym(VI) roztwarza się, a roztwór staje się niebieski: $\ce{CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O}$, jonowo skrócony: $\ce{CuO + 2H+ -> Cu^2+ + H2O}$. Podobnie $\ce{MgO + 2HCl -> MgCl2 + H2O}$ i $\ce{Fe2O3 + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H2O}$ - dlatego kwasy usuwają rdzę.

26.Otrzymywanie soli: tlenek metalu + tlenek niemetalu

Tlenek metalu łączy się z tlenkiem niemetalu w sól kwasu tlenowego - bez udziału wody. Reszta kwasowa pochodzi od kwasu, któremu odpowiada tlenek niemetalu (ta sama wartościowość niemetalu). Przykłady: $\ce{CaO + CO2 -> CaCO3}$, $\ce{CaO + SO3 -> CaSO4}$, $\ce{Na2O + SO2 -> Na2SO3}$, $\ce{6CaO + P4O10 -> 2Ca3(PO4)2}$. Tlenek siarki(IV) daje siarczan(IV), a tlenek siarki(VI) - siarczan(VI).

27.Otrzymywanie soli: wodorotlenek + tlenek niemetalu

Zasada reaguje z tlenkiem niemetalu, tworząc sól i wodę. Przykłady: $\ce{2NaOH + CO2 -> Na2CO3 + H2O}$, $\ce{2KOH + SO2 -> K2SO3 + H2O}$, $\ce{Ba(OH)2 + SO3 -> BaSO4 v + H2O}$ oraz $\ce{Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 v + H2O}$ - na tej reakcji polega mętnienie wody wapiennej. Wartościowość niemetalu w tlenku i w reszcie kwasowej soli jest taka sama.

28.Otrzymywanie soli: sól + sól (reakcja strąceniowa)

Dwie rozpuszczalne sole reagują, gdy jeden z produktów jest trudno rozpuszczalny i wytrąca się jako osad - sprawdza się to w tablicy rozpuszczalności. Przykład: $\ce{AgNO3 + NaCl -> AgCl v + NaNO3}$ (biały, serowaty osad), jonowo skrócony: $\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl v}$. Inne: $\ce{BaCl2 + Na2SO4 -> BaSO4 v + 2NaCl}$, $\ce{CaCl2 + Na2CO3 -> CaCO3 v + 2NaCl}$. Jony $\ce{Ag+}$ służą do wykrywania chlorków, a jony $\ce{Ba^2+}$ - siarczanów(VI).

29.Równania jonowe: pełne i skrócone

W zapisie jonowym pełnym rozpuszczalne mocne elektrolity (mocne kwasy, zasady, rozpuszczalne sole) zapisuje się jako jony, a osady, gazy, wodę i tlenki - wzorami. Zapis skrócony powstaje po wykreśleniu jonów, które się nie zmieniły. Przykład: $\ce{Ba^2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO4^2- -> BaSO4 v + 2Na+ + 2Cl-}$, a skrócony: $\ce{Ba^2+ + SO4^2- -> BaSO4 v}$. Suma ładunków po obu stronach musi być równa.

30.Otrzymywanie soli: sól + zasada

Rozpuszczalna sól reaguje z zasadą, gdy powstaje trudno rozpuszczalny wodorotlenek (albo trudno rozpuszczalna sól). Przykład: $\ce{CuSO4 + 2NaOH -> Cu(OH)2 v + Na2SO4}$, jonowo skrócony: $\ce{Cu^2+ + 2OH- -> Cu(OH)2 v}$. Inne: $\ce{FeCl3 + 3NaOH -> Fe(OH)3 v + 3NaCl}$, $\ce{MgCl2 + 2KOH -> Mg(OH)2 v + 2KCl}$. Tak otrzymuje się wodorotlenki nierozpuszczalne w wodzie.

31.Wodorotlenki miedzi(II), żelaza(II) i żelaza(III)

Są trudno rozpuszczalne w wodzie; otrzymuje się je w reakcji soli z zasadą. $\ce{Cu(OH)2}$ to niebieski, galaretowaty osad, który po ogrzaniu czernieje: $\ce{Cu(OH)2 ->[T] CuO + H2O}$. $\ce{Fe(OH)2}$ to zielonkawy osad, który na powietrzu brunatnieje, bo przechodzi w $\ce{Fe(OH)3}$: $\ce{4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O -> 4Fe(OH)3}$. $\ce{Fe(OH)3}$ to rdzawobrunatny osad. Wszystkie reagują z kwasami, np. $\ce{Cu(OH)2 + 2HCl -> CuCl2 + 2H2O}$.

32.Wypieranie kwasów nietrwałych z soli

Mocny kwas wypiera słabszy kwas z jego soli. Gdy wypierany kwas jest nietrwały, rozkłada się na tlenek niemetalu i wodę, a gaz uchodzi z roztworu. Węglany z kwasami burzą się, wydzielając tlenek węgla(IV): $\ce{Na2CO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + CO2 ^}$, jonowo: $\ce{CO3^2- + 2H+ -> H2O + CO2 ^}$. Siarczany(IV) wydzielają tlenek siarki(IV) o ostrym zapachu: $\ce{Na2SO3 + H2SO4 -> Na2SO4 + H2O + SO2 ^}$.

33.Wypieranie kwasu lotnego z soli

Mocny kwas wypiera z soli kwas słaby i lotny, który uchodzi jako gaz. Przykład: siarczek żelaza(II) z kwasem chlorowodorowym wydziela siarkowodór o zapachu zgniłych jaj: $\ce{FeS + 2HCl -> FeCl2 + H2S ^}$, jonowo: $\ce{FeS + 2H+ -> Fe^2+ + H2S ^}$. Reguła ogólna: kwas mocniejszy wypiera słabszy, a nie odwrotnie - np. kwas węglowy nie wyprze kwasu chlorowodorowego z chlorków.

34.Wypieranie słabej zasady - amoniak z soli amonowych

Mocna zasada wypiera słabszą zasadę z jej soli. Sole amonowe ogrzewane z zasadą wydzielają amoniak: $\ce{NH4Cl + NaOH ->[T] NaCl + H2O + NH3 ^}$, jonowo: $\ce{NH4+ + OH- -> NH3 ^ + H2O}$. Amoniak rozpoznaje się po ostrym zapachu i po tym, że wilgotny papierek uniwersalny nad probówką barwi się na niebiesko - tak wykrywa się jony amonowe $\ce{NH4+}$.

35.Hydroliza soli - co to jest?

Hydroliza to reakcja jonów soli z wodą, która zmienia odczyn roztworu. Ulegają jej jony pochodzące od słabych kwasów (np. $\ce{CO3^2-}$, $\ce{S^2-}$, $\ce{SO3^2-}$, $\ce{CH3COO-}$) i od słabych zasad (np. $\ce{NH4+}$, $\ce{Cu^2+}$, $\ce{Fe^3+}$, $\ce{Al^3+}$, $\ce{Zn^2+}$). Mocne kwasy to m.in. $\ce{HCl}$, $\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO4}$, a mocne zasady - $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$. Jony od nich pochodzące ($\ce{Cl-}$, $\ce{NO3-}$, $\ce{SO4^2-}$, $\ce{Na+}$, $\ce{K+}$) hydrolizie nie ulegają.

36.Przewidywanie odczynu roztworu soli

Odczyn wyznacza mocniejszy składnik soli. Sól mocnej zasady i słabego kwasu ($\ce{Na2CO3}$, $\ce{K2S}$, $\ce{CH3COONa}$) - odczyn zasadowy: $\ce{CO3^2- + H2O <--> HCO3- + OH-}$. Sól słabej zasady i mocnego kwasu ($\ce{NH4Cl}$, $\ce{CuSO4}$, $\ce{FeCl3}$) - odczyn kwasowy: $\ce{NH4+ + H2O <--> NH3*H2O + H+}$. Sól mocnej zasady i mocnego kwasu ($\ce{NaCl}$, $\ce{KNO3}$, $\ce{Na2SO4}$) - odczyn obojętny, bo hydroliza nie zachodzi.

37.Skały wapienne i wykrywanie węglanów

Wapień, kreda i marmur to skały zbudowane głównie z węglanu wapnia $\ce{CaCO3}$. Węglan wapnia praktycznie nie rozpuszcza się w wodzie, ale reaguje z kwasami. Wykrywanie: po polaniu skały kwasem chlorowodorowym pojawiają się pęcherzyki gazu, który mętni wodę wapienną: $\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}$. Wapienie stosuje się w budownictwie oraz do produkcji wapna i cementu, a marmur - w rzeźbie i do okładzin.

38.Wapno palone, wapno gaszone i zaprawa wapienna

Prażenie wapienia daje tlenek wapnia (wapno palone): $\ce{CaCO3 ->[T] CaO + CO2}$. Tlenek wapnia gwałtownie i egzotermicznie reaguje z wodą, tworząc wodorotlenek wapnia (wapno gaszone): $\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$. Zaprawa wapienna to mieszanina wodorotlenku wapnia, piasku i wody; twardnieje, bo wiąże tlenek węgla(IV) z powietrza: $\ce{Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 + H2O}$. Cykl kończy się tą samą substancją, od której się zaczął.

39.Zjawisko krasowe

Woda deszczowa zawiera rozpuszczony tlenek węgla(IV) i powoli rozpuszcza wapienie, bo nierozpuszczalny węglan wapnia przechodzi w rozpuszczalny wodorowęglan wapnia: $\ce{CaCO3 + H2O + CO2 <--> Ca(HCO3)2}$. Tak powstają jaskinie i leje krasowe. Gdy woda kapie ze sklepienia jaskini i traci tlenek węgla(IV), reakcja biegnie w przeciwną stronę i węglan wapnia się osadza - rosną stalaktyty (zwisające ze stropu) i stalagmity (rosnące od dna).

40.Twardość wody

Twardość wody powodują rozpuszczone sole wapnia i magnezu (jony $\ce{Ca^2+}$ i $\ce{Mg^2+}$). W twardej wodzie mydło słabo się pieni, a w czajnikach osadza się kamień kotłowy. Twardość przemijającą (wodorowęglany) usuwa gotowanie: $\ce{Ca(HCO3)2 ->[T] CaCO3 v + H2O + CO2 ^}$. Twardość trwałą (np. siarczany(VI), chlorki) usuwa się m.in. węglanem sodu: $\ce{CaSO4 + Na2CO3 -> CaCO3 v + Na2SO4}$, albo za pomocą jonitów.