Wapno: materiał zawierający wszelkie odmiany fizyczne i chemiczne wapnia i/lub tlenku magnezu (CaO i MgO) i/lub wodorotlenków (Ca(OH)2 i Mg(OH)2)

Wapno budowlane: wapno stosowane w budownictwie oraz inżynierii lądowej i wodnej.

Wapno powietrzne: wapno składające się głównie z tlenku wapnia lub wodorotlenku wapnia, powoli twardniejące w powietrzu pod wpływem działania atmosferycznego dwutlenku węgla. W zasadzie nie twardnieje pod wodą i nie ma właściwości hydraulicznych. Może to być zarówno wapno palone, jak i wapno hydratyzowane.

Wapno palone (Q): wapno powietrzne składające się z tlenku wapnia i tlenku magnezu, wytwarzane poprzez prażenie kamienia wapiennego i/lub dolomitu. Wapno palone wchodzi w reakcję egzotermiczną z wodą. Oferowane są w różnych stanach rozdrobnienia, od brył do materiału drobno zmielonego. Termin ten obejmuje wapno wapniowe i wapno dolomitowe.

Wapno hydratyzowane (S): wapno powietrzne, wapno wapniowe lub wapno dolomitowe, otrzymywane w wyniku kontrolowanego gaszenia wapna palonego. Wytwarzane jest w postaci suchego proszku lub ciasta, lub jako zawiesina (mleko wapienne)

Wapno wapniowe (CL): wapno zawierające głównie tlenek wapnia lub wodorotlenek wapnia bez żadnych dodatków materiałów hydraulicznych lub pucolanowych.

Wapno dolomitowe (DL): wapno zawierające głównie tlenek wapnia i tlenek magnezu lub wodorotlenek wapnia i wodorotlenek magnezu bez żadnych dodatków materiałów hydraulicznych lub pucolanowych.

Wapno dolomitowe półhydratyzowane: wapno dolomitowe hydratyzowane składające się z wodorotlenku wapnia i tlenku magnezu.

Wapno dolomitowe całkowicie zhydratyzowane: wapno dolomitowe hydratyzowane składające się z wodorotlenku wapnia i wodorotlenku magnezu

Wapno hydrauliczne naturalne (NHL): wapno wytwarzane poprzez wypalenie bardziej lub mniej ilastego lub krzemionkowego kamienia wapiennego, sproszkowane w procesie gaszenia, mielone lub nie mielone. Wszystkie NHL mają właściwość wiązania i twardnienia pod wodą. Do procesu twardnienia przyczynia się atmosferyczny dwutlenek węgla.

Wapno hydrauliczne naturalne z dodatkami (Z): NHL. Produkty specjalne, które mogą zawierać do20% masy odpowiednich dodatków materiałów pucolanowych lub hydraulicznych, są dodatkowo oznaczone „Z”

Wapno hydrauliczne (HL): wapno składające się z wodorotlenku wapnia, wytwarzane poprzez mieszanie odpowiednich surowców. Ma ono właściwość wiązania i twardnienia pod wodą. Do procesu twardnienia przyczynia się atmosferyczny dwutlenek węgla.

Mol jest miarą liczności materii (podobnie, jak tuzin). Różnica jest tylko taka, że w tuzinie znajduje się 12 sztuk, natomiast w molu aż 6,02·10²³ drobin, czyli molekuł (atomów, jonów, cząsteczek, elektronów itp.). Ta liczba drobin zawartych w molu to tzw. liczba Avogadra N_A. Chcąc obliczyć, ile atomów danego pierwiastka znajduje się na przykład w 4 molach tego pierwiastka, możemy postąpić następująco: 
I sposób

1mol/4mole= 6,02*10do23 atomow/x

X=i na krzyz
II sposób

Przyjmując oznaczenia:
n - liczba moli,
N_A - liczba atomów w jednym molu,
N - liczba atomów w podanej liczbie moli,
możemy zapisać wzór:
N = n · N_A
N = 4 mole · 6,02 · 10²³ atomów · mol^-1
N = 2,408 · 10²⁴ atomów

Masa molowa jest to masa 1 mola molekuł (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów itp.). Jest ona równa liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej danej substancji.

Jeżeli na przykład masa atomowa magnezu (której wartość znajdujemy w układzie okresowym) wynosi 24 u, to masa molowa magnezu M_Mg= 24 g · mol^-1.

Chcąc obliczyć masę na przykład 3 moli kwasu siarkowego (VI), możemy postąpić następująco: 
I sposób

1mol/3mole=98g/x

x=3mole*98g/1mol = 294g

II sposób

Przyjmując oznaczenia:
n - liczba moli,
M - masa molowa,
m - masa,
możemy zapisać wzór:
m = n · M
m = 3 mole · 98 g · mol^-1 = 294 g

Reakcja zobojętnienia to reakcja między kwasem a zasadą, która prowadzi

 do zmiany pHśrodowiska reakcji w kierunku bardziej obojętnego odczynu. W jej wyniku powstaje sól i często, choć nie zawsze woda. W innym sensie reakcja zobojętnienia to każda reakcja która prowadzi do zmiany pH środowiska, niekoniecznie między kwasem i zasadą, ale także między solą i kwasem lub zasadą, dwoma kwasami, dwoma zasadami, a nawet dwoma solami.

kwas + zasada = sól + (ewentualnie woda)

sól + kwas = nowa sól + nowy kwas

sól + zasada = nowa sól + nowa zasada

Wskaźniki, czyli indykatory kwasowo-zasadowe, to związki, które w zależności od odczynu roztworu zmieniają barwę.
Najczęściej spotykanymi w naszym otoczeniu wskaźnikami są: esencja herbaciana, wywar z czerwonej kapusty, wywar z czerwonych buraków czy sok z czarnych jagód.
W laboratorium jako wskaźniki stosuje się np. lakmus (zakres zmiany barwy z czerwonej przez fioletową do niebieskiej znajduje się w zakresie od ok. pH=5 do pH=8), fenoloftaleinę (zakres zmiany barwy z bezbarwnej na malinową znajduje się w zakresie od ok. pH=8,5 do pH=10), oranż metylowy (zakres zmiany barwy z czerwonej przez pomarańczową do żółtej znajduje się w zakresie od ok. pH=3 do pH=4,5), wskaźnik uniwersalny (będący mieszaniną różnych wskaźników i zmieniający barwę od czerwonej lub różowej przez żółtą, zieloną do niebieskiej lub granatowej w całym zakresie pH od 0 do 14. W przypadku tego wskaźnika musi być dołączona barwna skala pH).

Skala pH - ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych.

17.3.2 Obliczenia na podstawie równań reakcji chemicznych

Równania reakcji chemicznych mają znaczenie równań matematycznych, podają bowiem stosunki ilościowe pomiędzy reagującymi substancjami i powstającymi w reakcji produktami. Dlatego na podstawie równań chemicznych przeprowadza się wiele różnorodnych obliczeń o dużym praktycznym znaczeniu w wielu działach chemii. W ten sposób oblicza się np. wydajność procesów chemicznych oraz ilości substaratów niezbędne do otrzymania pożądanych ilości produktów.

• Przykład 1
  Obliczyć, ile gramów CO₂ można otrzymać z 25 g CaCO₃ działając kwasem solnym. jaką objętość zajmie wydzielony CO₂ w warunkach normalnych.
  Kolejność postępowania

• ułożenie równania reakcji

• podstawienie danych i szukanych wielkości do równania reakcji

• podstawienie iloczynów współczynników stechiometrycznych i mas molowych substancji do równania reakcji

• ułożenie proporcji

• obliczenie szukanych wielkości

• sformułowanie odpowiedzi

 Rozwiązanie 

CaCO₃

+ 2HCl -->

CaCl₂

+ H₂O

+ CO₂

25g

 

 

 

V_CO2(dm³₎

25g

 

 

 

m_CO2(g)

CaCO₃

+ 2HCl -->

CaCl₂

+ H₂O

+ CO₂

1x100,09g/mol

 

 

 

1x22,4dm³

1x100,09g/mol

 

 

 

1x44,01g/mol

Ułożenie równania reakcji	CaCO3 + HCl --> CaCl2 + 2H2O + CO2
Podstawienie danych i szukanych wielkości do równania reakcji
Podstawienie iloczynów współczynników stechiometrycznych i mas molowych substancji do równania reakcji
Ułożenie proporcji	Z 100,09 g CaCO3 otrzymamy 22,4 dm^3 CO2 to z 25 g CaCO3 otrzymamy x dm^3 CO2 Z 100,09 g CaCO3 otrzymamy 44,01 g CO2 to z 25 g CaCO3 otrzymamy x g CO2
Wynik obliczeń	x dm^3 CO2 = 5,995 dm^3 x g CO2 = 10,933 g
Odpowiedź	W reakcji otrzymamy 5,995 dm^3 oraz 10.933 g CO2

Uwaga W czasie układania równań na proporcję jak i podczas podstawiania danych i szukanych wielkości zwracamy uwagę na zastosowane jednostki

Obliczenia chemiczne przeprowadzone na podstawie wzorów i równań reakcji chemicznych nazywa się stechiometrią.

W obliczeniach stechiometrycznych wykorzystuje się oprócz wzorów i równań chemii również podstawowe pojęcia i prawa chemiczne

17.2.2 Stężenie molowe roztworu C_m

Stężenie molowe roztworu jest liczbą moli substancji rozpuszczonej w 1 dm³ roztworu

• Przykład Roztwór 1 molowy jest to roztwór, który w 1 dm³ roztworu zawiera 1mol substancji (definicja mola).

Stężenie molowe możemy wyrazić wzorem

C_m = n_j / V

gdzie; n_j - ilość moli składnika j, V - objetość roztworu

Ilość moli składnika n_j możemy obliczyć z wzoru

n_j = m_j / M_j

gdzie: m_j - masa substancji j, M_j - masa molowa substancji j

Wstawiając wyrażenie na n_j do wzoru na C_m otrzymamy

C_m = m_j / (M_j*V)

Przy obliczaniu stężeń molowych możemy korzystać z wzorów na stężenie molowe C_m lub z równań na proporcję

• Przykład1
  Ile gramów NaOH znajduje się w 300 cm³ 0,1 molowego roztworu?
  RozwiązanieObliczamy masę molową M(NaOH) - wynosi ona 40 g/mol. Ponieważ roztwór jest 0,1 molowy, to 0,1 mola NaOH ma masę: 0,1 mola x 40g/mol = 4g. To oznacza, że w 1 dm₃ roztworu znajduje się 4 g NaOH.
  Układając równania na proporcję możemy napisać
  
  w 1000 cm³ 0,1 molowego znajduje się 4 g NaOH
  a w 300 cm³ 0,1 molowego roztworu zawiera x g NaOH

x = 4 x 300 / 1000 = 1,2 g NaOH

Rozwiązanie z wykorzystaniem wzoru W celu obliczenia masy NaOH wzór na C_m przekształcamy i otrzymujemy postać, która pozwala nam obliczenie masy NaOH.

m_j = C_m*M_j*V

stąd wstawiając do wzoru dane otrzymamy.

m_NaOH = 0,1 mol/dm³ * 40 g/mol * 0,3 dm³ = 1,2 g NaOH

W 300 dm³ 0,1 molowego roztworu NaOH znajduje się 1,2 g NaOH

Uwaga Korzystając z równań na proporcję jak i z wzoru należy pamiętać o zastosowaniu właściwych jednostek. Jeżeli nie są zgodne, dokonujemy przeliczeń.

17.2.4 Przeliczanie stężeń roztworów

W praktyce chemicznej często zachodzi konieczność przeliczenia stężenia roztworu z jednych jednostek na inne, np. zamiana stężenia procentowego roztworu na stężenie molowe

W czasie przeliczania stężenia molowego na procentowe i odwrotnie wykorzystujemy równania na proporcje;

100 g - C_p (%)
1000 x d - x (g)

gdzie: d - gęstość roztworu (g/cm³)

Ponieważ stężenie molowe możemy wyrazić równaniem C_m = x / M, więc równania na proporcje możemy zapisać

100 g - C_p (%)
1000 x d - C_m*M(g)

gdzie - M - masa molowa substancji

Związek między stężeniem molowym i procentowym wyrażony wzorem (wyprowadzony z równań na proporcję), możemy zapisać.

C_m = (10*d*C_p) / M

• Przykład 1
  Oblicz stężenie molowe 13,45% roztworu Na₂CO₃, którego gęstość wynosi d = 1,14 g/cm³
  Rozwiązanie Najpierw obliczamy masę 1 dm³ roztworu. Wynosi ona 1000 cm³*1,14 g/cm³ = 1140 g. Z równań na proporcję obliczamy masę Na₂CO₃.
  
  100 g roztworu zawiera 13,45 g Na₂CO₃
  w 1140 g roztworu jest x g Na₂CO₃

x= (13,45 * 1140) / 100 = 153,33 g Na₂CO₃

Ponieważ masa molowa M Na₂CO₃ wynosi 106 g/mol to 153,33 g odpowiada 1,45 mola, ponieważ 153,33 : 106,0 = 1,45.
Rozwiązanie z wykorzystaniem wzoru

C_m = (10*d*C_p) / M = (10 * 1,14 * 13,45) / 106,0 = 1,45 mol/dm³

Odpowiedź Roztwór jest 1,45 molowy

• Przykład 2
  Oblicz stężenie procentowe 12,5 molowego roztworu KOH, ktorego gęstość wynosi d = 1,48 g/cm³
  Rozwiazanie Masa molowa M(KOH) = 56,11 g/mol. Ponieważ roztwór jest 12,5 molowy, to w roztworze znajduje się 12,5 mol * 56,11 g/mol = 701.38 g KOH. Masa 1 dm,sup>3 roztworu ma masę 1000 cm³ * 1,48 g/cm³ = 1480 g.
  
  Jeżeli 1480 g roztworu zawiera 701,38 g KOH
  to 100 g roztworu zawiera x g KOH

x = (701,38 * 100) / 1480 = 47,4 g KOH

A to oznacza, że w 100 gramach roztworu jest 47,4 g KOH
Taki sam wynik osiągniemy korzystając z wzoru na przeliczanie jednostek stężenia (patrz wyżej)
Odpowiedź 12,5 molowy roztwór KOH jest 47,4%

Istnieje wiele sposobów wyrażania stężenia roztworów. Różnią się one między sobą tylko jednostkami, w których podaje się ilości substancji rozpuszczonej, rozpuszczalnika lub roztworu.

W praktyce chemicznej stężenia roztworów wyraża się najczęściej w:

• procentach wagowych (%)

• molach w 1 dm³ roztworu (stężenie molowe, mol/dm³

• molach w 1 kg rozpuszczalnika (stężenie molalne, mol/kg)

• ułamkach molowych składników tworzących roztwór (x)

• stężenia normalne (mol/dm³)

17.2.1 Stężenie procentowe roztworu C_p

Stężenie procentowe roztworu C_p jest określane liczbą jednostek wagowych (mg, g, kg, Mg) substancji rozpuszczonej zawartych w 100 jednostkach wagowych (mg, g, kg, Mg) roztworu.

• Przykład: roztwór 20%-owy jest to roztwór zawierający 20 jednostek wagowych (mg, g, kg, Mg) substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach wagowych (mg, g, kg, Mg) roztworu,
  czyli jest to roztwór powstały ze zmieszania 10 jednostek wagowych (mg, g, kg, Mg) substancji z 90 jednostkami wagowymi (mg, g, kg, Mg) rozpuszczalnika

Związek między stężeniem procentowym roztworu C_p, liczbą jednostek wagowych substancji rozpuszczonej a oraz liczbą jednostek rozpuszczalnika b wyprowadza się w następujący sposób: jeżeli w a + b jednostek wagowych roztworu znajduje się a jednostek wagowych substancji rozpuszczonej, to w 100 jednostkach wagowych roztworu znajduje się C_p jednostek wagowych substancji rozpuszczonej, czyli;

a + b j.wag. roztworu - a j. wag. substancji
100 j.wag.roztworu - C_p j. wag. substancji

Z powyższego otrzymujemy wzór na stężenie procentowe

C_p = a * 100% / (a+b)

• Przykład 1
  Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego ze zmieszania 20 soli NaCl i 140 g wody.
  Rozwiązanie. Masa roztworu jest sumą masy substancji rozpuszczonej i masy rozpuszczalnika: 20 g + 140 g = 160 g
  Stąd możemy zapisać że:
  
  w 160 g roztworu znajduje się 20 g NaCl
  a w 100 g roztworu znajduje się x g cukru

x = 20*100 / 160 = 12,5 g

W 100 g otrzymanego roztworu znajduje się 12,5 g NaCl, a więc roztwór jest 12,5% - owy

• Przykład 2
  Do 30 g 60%-owego roztworu dodano 50 g wody. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.
  Rozwiązanie po dodaniu do roztworu wody jego stężenie zmniejszy się, ale masa substancji rozpuszczonej pozostanie bez zmiany. należy więc obliczyć masę substancji znajdującej się w 30 g 60% -owego roztworu:
  
  100 g roztworu zawiera 60 g substancji
  30 g roztworu zawiera x g substancji

x = 30*60 / 100 = 18 g

Masa roztworu po dodaniu wody wynosi: 30 g + 50 g = 80 g.Po rozcieńczeniu:

80 g roztworu zawiera 18 g substancji
100 g roztworu zawiera x g substancji

x = 18*100 / 80 = 22,5 g

Zlewka, laboratoryjne naczynie szklane, kwarcowe albo wykonane ztworzywa sztucznego. Służy do ogrzewania cieczy, sporządzania roztworów, przeprowadzania reakcji chemicznych. Może być zaopatrzone w dziobek na krawędzi, a na ściance mieć zaznaczoną podziałkę objętości.

kolba Erlenmeyera [wprowadzona w roku 1861 przez niemieckiego chemika Emila Erlenmeyera (1825-1909) - ma kształt stożka, zakończonego zwykle szlifem; kolby stożkowe są bardzo popularne, ze względu na ich niską cenę (są proste w produkcji) oraz poręczność.

Kolba to podstawowe naczynie laboratoryjne, które służy do prowadzenia reakcji chemicznych, przechowywania odczynników, destylacji i wielu innych procesów prowadzonych z ciekłymi materiałami.

kolba okrągła - która ma kształt ściętej od dołu kuli. W kolbach tych występują często długie szyjki. Czasami posiadają one nacięcie na szyjce, które określa dokładnie określoną objętość kolbki. Tego rodzaju kolby są nazywane kolbami miarowymi. Służą one do sporządzania i przechowywania roztworów mianowanych.

Tygiel laboratoryjny - sprzęt laboratoryjny o kształcie zbliżonym do kubka, zwykle sprzedawany razem z pokrywką, który służy do wykonywania operacji na substancjach stałych wymagających stosowania wysokiej temperatury, np. pirolizy, suchej destylacji, stapiania metali, wyprażania do suchej masy itp. Wykonywane są zwykle ze specjalnych gatunków porcelany, kwarcu, grafitu lub metali o wysokiej temperaturze topnienia i inertnych chemicznie, takich jak srebro lub platyna. Do przenoszenia tygli służą specjalnie wyprofilowane szczypce.

Tryskawka - prosty przyrząd laboratoryjny służący do podawania małych lub średnich ilości płynu metodą natryśnięcia strumieniem pod lekkim ciśnieniem, ale bez precyzyjnego odmierzania ilości.

Biureta jest to sprzęt laboratoryjny o kształcie zazwyczaj długiej i cienkiej rurki szklanej, z precyzyjną skalą objętości, która jest od dołu zakończona kranikiem i precyzyjnie wykonanym "dzióbkiem".

Podstawowym zadaniem biurety jest precyzyjne odmierzanie cieczy w czasie miareczkowania, chociaż bywa ona używana także do innych celów - np. szybkiego przygotowywaniaroztworów mianowanych.

Cylinder miarowy, potocznie: menzurka - naczynie laboratoryjne o kształcie cylindra otwartego z jednej strony i zamkniętego z drugiej, które ma narysowaną lub wyszlifowaną precyzyjną skalę objętości.

Titrant - w miareczkowaniu jest to roztwór dodawany z biurety w postaci kropel do roztworu analizowanej substancji (analit). Titrant jest roztworem mianowanym związku chemicznego zdolnego doreakcji charakterystycznej analizowanego indywiduum chemicznego.

---