1
Program ćwiczeń rachunkowych z chemii nieorganicznej dla kierunku:
Technologia Żywności i Żywienie Człowieka
Rok akademicki 2012/2013
Semestr I
1. Pojęcia podstawowe z chemii.
Symbolika i nazewnictwo podstawowych związków chemicznych, stosowane jednostki.
Podstawowe prawa chemiczne (prawo stałości składu chemicznego, prawo stosunków
wielokrotnych). Wyznaczanie wzorów empirycznych (najprostszych) i rzeczywistych w oparciu
o skład procentowy związków chemicznych lub analizę chemiczną.
2. Stechiometria.
Podstawowe obliczenia oparte na równaniach reakcji. Reakcje z udziałem gazów. Prawa
gazowe.
3. Stężenia roztworów.
Sposoby wyrażania stężeń, stężenia procentowe, molowe, ułamki molowe. Metody przeliczania
stężeń. Rozcieńczanie, zatężanie i mieszanie roztworów.
4. Kolokwium sprawdzające I.
5. Roztwory elektrolitów
Iloczyn jonowy wody. pH i pOH. Dysocjacja elektrolitów mocnych i słabych, stała i stopień
dysocjacji. Siła jonowa roztworów, aktywność i współczynniki aktywności. Wyznaczanie pH
roztworów mocnych i słabych elektrolitów.
Hydroliza soli. Roztwory buforowe. Wyznaczanie pH roztworów buforowych i soli
hydrolizujących
.
6. Kolokwium sprawdzające II.
Literatura:
1. Z. Galus, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, PWN, 1996
2. R. Sołoniewicz, A. Korczyński, Obliczenia chemiczne, skrypt PŁ, 1993
3. A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, PWN, 1980
4. H. Całus, Podstawy obliczeń chemicznych, WNT, 1983
2
Cyfry znaczące
Każda z wielkości mierzalnych, tj. wyznaczanych przy użyciu urządzeń pomiarowych
(masa, objętość itd.) jest obarczona błędem związanym z dokładnością wykonywanych pomiarów.
Przyjmuje się, że wielkości te są podawane w taki sposób, aby jedynie ostatnia cyfra wielkości była
niepewna. Np. jeżeli dokonuje się pomiaru masy na wadze z dokładnością 0,1 g masę 0,1869 g
podaje się także z dokładnością do miejsc dziesiętnych, czyli 0,2 g.
W obliczeniach dotyczących wielkości mierzalnych decydujące znaczenie mają cyfry znaczące.
- cyfry od 1 do 9 są zawsze cyframi znaczącymi;
- cyfra 0 JEST cyfrą znaczącą, gdy znajduje się w środku liczby (np. 606) oraz gdy stanowi o
dokładności wielkości mierzalnej np. 0,2000 (dokładność pomiaru do miejsc
dziesięciotysięcznych);
- cyfra 0 NIE JEST cyfrą znaczącą, gdy świadczy o rzędzie wielkości np. 0,005 (cyfrą znaczącą
jest tylko 5).
Zaokrąglanie do cyfr znaczących następuje podczas obliczeń z wykorzystaniem wielkości
mierzalnych
- ostatniej cyfry znaczącej nie zmienia się, jeśli następująca po niej cyfra jest mniejsza od 5;
- ostatnią cyfrę znaczącą podnosi o jednostkę, jeśli następująca po niej cyfra jest większa od 5;
- jeśli następująca po niej cyfrą jest 5, ostatnia cyfra znacząca (niepewna) powinna być cyfrą
parzystą
Wyznaczanie liczby cyfr znaczących w obliczeniach:
- suma dodawania wielkości mierzalnych ma taką samą dokładność, jak najmniej dokładny
składnik, niezależnie od liczby cyfr znaczących, np. suma 12,025 i 2,1 wynosi 14,1 a nie
14,125, podobnie dzieje się przy odejmowaniu. W obu działaniach liczby zaokrągla się do
wymaganego rzędu dokładności PRZED wykonaniem działania;
- wynik mnożenia ma tyle cyfr znaczących, co czynnik z ich najmniejszą liczbą, np. wynik
mnożenia 2,566 (4 cyfry znaczące) i 0,0021 (2 cyfry znaczące) wynosi 0,0054 (2 cyfry
znaczące), a nie 0,0053886; podobnie dzieje się w przypadku dzielenia.
W każdym obliczeniu, w którym następuje przeliczanie wielkości mierzalnych, wynik podaje się po
znaku „ = ”, niezależnie od wykonanych przybliżeń dokładności.
3
ARKUSZ 1 Kierunek Technologia Żywności i Żywienie Człowieka
Związek chemiczny - substancja złożona z dwóch lub więcej pierwiastków, która ma właściwości
zachowania stałego składu, tzn. nie zmienia składu procentowego poszczególnych
pierwiastków podczas częściowej zmiany stanu.
Wzory chemiczne związków:
Wzór empiryczny - wskazuje najprostszy z możliwych wzorów, który określa stechiometryczny
skład danego związku.
Wzór cząsteczkowy (rzeczywisty) - zgodny z prawidłową masą molową związku, podaje się
wtedy, gdy związek złożony jest z określonych cząsteczek, np. H
2
S
2
O
8
a nie HSO
4
.
We wzorach chemicznych na pierwszym miejscu umieszcza się zawsze składnik bardziej
elektrododatni, np. H
2
O a nie OH
2
.
W przypadku związków niemetali, umieszcza się najpierw symbole pierwiastka, który zajmuje
wcześniejszą pozycję w podanym wykazie:
R n , X e , K r , B , S i , C , S b , A s , P , N , H , T e , S e , S , A t , I , B r , C l , O , F .
W związkach łańcuchowych, które zawierają trzy lub więcej pierwiastków, kolejność zapisu
powinna być zgodna z rzeczywistym połączeniem w cząsteczce lub jonie, np. NCS
-
a nie CNS
-
.
Jeżeli z jednym atomem centralnym łączą się dwa lub więcej atomów różnych pierwiastków,
wówczas zapisuje się symbol atomu centralnego, a pozostałe pierwiastki zapisuje się w
kolejności alfabetycznej ich symboli, np. PBCl
2
(istnieją wyjątki od tej zasady, np. we wzorach
kwasów).
Wzór cząsteczkowy wyraża zarówno jakościowy, jak i ilościowy skład związku. Obliczenia
wykonywane przy pomocy wzorów chemicznych, jak i równań chemicznych, noszą nazwę obliczeń
stechiometrycznych i są oparte na następujących prawach:
prawo zachowania masy – suma mas substancji reagujących nie ulega zmianie (suma mas
substratów jest równa sumie mas produktów reakcji)
prawo stałych stosunków wagowych – związek chemiczny posiada stały skład ilościowy
wskutek przereagowania pierwiastków w stałych stosunkach wagowych.
prawo stosunków wielokrotnych - jeżeli dwa pierwiastki tworzą kilka różnych związków
chemicznych, wówczas w związkach tych na tą samą ilość wagową jednego pierwiastka
przypadają ilości pierwiastka drugiego pozostające do siebie w stosunku niewielkich liczb
całkowitych.
prawo stosunków objętościowych - w reakcji chemicznej objętości gazów wyjściowych i
produktów gazowych, odmierzone w jednakowych warunkach temperatury i ciśnienia,
pozostają do siebie w prostych stosunkach liczbowych.
4
PIERWIASTEK - substancja chemiczna, składająca się z atomów tylko jednego rodzaju i na które
można rozłożyć metodami chemicznymi dowolną substancję.
Izotopy - rodzaje atomów tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze.
Oznaczenie pierwiastka:
gdzie x - liczba masowa, podawana dla zaznaczenia izotopu, określa sumę protonów i neutronów
zawartych w jądrze;
y - liczba atomowa, dodatkowo dla zaznaczenia izotopu, określa liczbę protonów
wchodzących w skład jądra;
z - liczba łączących się atomów;
w - ładunek, zapisywany cyfrą arabską, po której podaje się znak ładunku,
a - stopień utlenienia pierwiastka (cyfra rzymska).
STOPIEŃ UTLENIENIA PIERWIASTKA – teoretyczny ładunek, który istniałby na atomie tego
pierwiastka, gdyby elektrony w każdym wiązaniu, które tworzy ten atom, należały do atomu
bardziej elektroujemnego. Stopień utlenienia zaznacza się cyfrą rzymską nad symbolem
pierwiastka.
Obliczanie stopnia utlenienia pierwiastka:
w stanie elementarnym atomom przypisuje się stopień utlenienia równy zeru.;
np.
Na
0
H
2
0
w prostych jonach, składających się z jednego atomu, stopień utlenienia równa się ładunkowi
jonu; np.
Al
3+
III
S
2-
-II
w związkach zawierających tlen stopień utlenienia atomu tlenu wynosi -II;
WYJĄTKI
w nadtlenkach np. H
2
O
2
-I;
w difluorku tlenu OF
2
II.
w związkach zawierających wodór stopień utlenienia atomu wodoru wynosi I;
WYJĄTKI
w wodorkach litowców i berylowców np. NaH
-I
suma stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład związku wynosi zero dla cząsteczek
obojętnych lub równa się ładunkowi wypadkowemu dla jonów.
np. H
2
O
2 * I + ( - II ) = 0
OH
-
I + ( - II ) = -1
Obliczanie nie dotyczy:
w cząsteczce atomy pierwiastków łączą się między sobą;
np. FeS
2
( Fe II, S -II)
Fe
S
S
w cząsteczce stopnie utlenienia tego samego pierwiastka są różne;
np. Na
2
S
2
O
3
S
O
O
O
S
Na
Na
VI
-II
pierwiastki w związku wykazują jednakowe lub zbliżone elektroujemności.
np. NCl
3
.
a
w
z
x
y
E
5
Nazewnictwo związków chemicznych w systemie Stocka
1. Nazewnictwo tlenków
Po słowie tlenek i nazwie łączącego się z tlenem pierwiastka (rzeczownik w dopełniaczu)
podawany jest stopień utlenienia pierwiastka, pisany cyfrą rzymską w nawiasie.
np.
NO
tlenek azotu(II)
NO
2
tlenek azotu(IV)
FeO
tlenek żelaza(II)
Fe
2
O
3
tlenek żelaza(III)
2. Nazewnictwo wodorotlenków
Nazwy wodorotlenków tworzy się podając nazwę „wodorotlenek” oraz nazwę pierwiastka w
dopełniaczu liczby pojedynczej. Gdy istnieją dwa lub więcej wodorotlenki tego samego metalu, po
nazwie pierwiastka podaje się jego stopień utlenienia cyfrą rzymską w nawiasie.
np.
NaOH
wodorotlenek sodu
Fe(OH)
2
wodorotlenek żelaza(II)
Fe(OH)
3
wodorotlenek żelaza(III)
3. Nazewnictwo kwasów
Nazwy kwasów tlenowych tworzy się podając nazwę „kwas’ oraz nazwę atomu centralnego w
postaci przymiotnika z końcówką -OWY. Stopień utlenienia atomu centralnego zaznacza się cyfrą
rzymską w nawiasie tuż za nazwą kwasu.
np.
HClO
kwas chlorowy(I)
HClO
2
kwas chlorowy(III)
HClO
3
kwas chlorowy(V)
Nazwy kwasów beztlenowych tworzy się od nazwy anionu, zakończonej na -EK.
np.
H
2
S
siarczek wodoru (dopuszczalna nazwa kwas siarkowodorowy)
4. Nazewnictwo anionów
Nazwy anionów jednoatomowych tworzy się od nazwy pierwiastka z dodaniem końcówki -EK lub
–IK, np.
F
-
fluorek
Cl
-
chlorek
Br
-
bromek
I
-
jodek
S
2-
siarczek
Nazwy niektórych anionów wieloatomowych także posiadają końcówkę -EK.
np.
OH
-
wodorotlenek
CN
-
cyjanek
Nazwy anionów wieloatomowych tworzy się przez dodanie do rdzenia nazwy atomu centralnego
końcówki -AN i stopnia utlenienia atomu centralnego w anionie (cyfrą rzymską w nawiasie),
np.
NO
3
-
azotan(V)
SO
3
2-
siarczan(IV)
SO
4
2-
siarczan(VI)
MnO
4
-
manganian(VII)
CO
3
2-
węglan
SCN
-
tiocyjanian
[Fe(CN)
6
]
4-
heksacyjanożelazian(II)
[Fe(CN)
6
]
3-
heksacyjanożelazian(III)
5. Nazewnictwo soli
nazwy soli kwasów beztlenowych zapisuje się od nazwy anionu z końcówką -EK, następnie
nazwa pierwiastka (metalu) w dopełniaczu liczby pojedynczej, a tuż za nazwą podaje się stopień
utlenienia atomu metalu (cyfrą rzymską w nawiasie).
np.
FeCl
2
chlorek żelaza(II)
FeCl
3
chlorek żelaza(III)
nazwy soli kwasów tlenowych zapisuje się od nazwy anionu z końcówką -AN, stopnia utlenienia
atomu centralnego w anionie (cyfrą rzymską w nawiasie), następnie nazwa pierwiastka (metalu)
w dopełniaczu liczby pojedynczej, a tuż za nazwą podaje się stopień utlenienia atomu metalu
(cyfrą rzymską w nawiasie).
np.
BaSO
4
siarczan(VI) baru
Fe(NO
3
)
2
azotan(V) żelaza(II)
6
Zadania:
1. Analiza pewnego związku wykazała, że składa się on z 26,28 % C, 2,24 % H i 71,08 % O.
Podać jego wzór najprostszy.
2. Dolomit zawiera 30,35 % tlenku wapnia, 21,54 % tlenku magnezu i 47,76 % ditlenku węgla.
Podać uproszczony wzór tego minerału.
3. Ile kg siarczanu(VI) żelaza(II) można otrzymać z 336 kg metalicznego żelaza ?
4. Jak zmieni się zawartość procentowa miedzi, jeżeli próbkę mineralną o składzie CuSO
4
.
5H
2
O
poddamy dehydratacji ?
5. Pewien związek składa się z węgla (46,15 %) i azotu (53,85 %), a jego masa molowa wynosi
51,9 g/mol. Podać wzór rzeczywisty tego związku.
6. Pewien związek wodoru i fosforu zawiera 93,89 % fosforu, a jego masa molowa wynosi
65,97 g/mol. Podać jego wzór rzeczywisty.
7. Podać wzór rzeczywisty związku, którego masa molowa wynosi 395,68 g/mol, a zawiera on
75,74 % As i 24,26 % O.
8. Przez działanie kwasem solnym na 1 g tlenku ołowiu(II) otrzymano 1,246 g chlorku ołowiu(II).
Obliczyć masę molową ołowiu.
9. Przez wyprażenie 5,50 g zanieczyszczonego węglanu cynku otrzymano 1,0567 g ditlenku
węgla. Podać procentową zawartość węglanu cynku w próbce.
10. Stwierdzono, że z 1,3520 g rudy miedzi można otrzymać 86,9 mg tlenku miedzi(II). Podać
procentową zawartość miedzi w rudzie.
11. Uwodniony siarczan(VI) magnezu zawiera 51,17 % wody krystalizacyjnej. Obliczyć liczbę
cząsteczek wody przypadających na jedną cząsteczkę siarczanu(VI) magnezu.
12. W jednym z tlenków azotu o masie molowej 92 g/mol na każdy 1 g azotu przypada 2,2840 g
tlenu. Podać wzór tlenku.
13. W próbce związku o masie 22,32 g stwierdzono obecność 2,42 g Mg, 7,09 g Cl, a resztę stanowi
tlen. Podać wzór tego związku.
14. W wyniku spalania 1,15 g pewnego związku organicznego otrzymano 2,20 g ditlenku węgla i
1,35 g wody. Masa molowa związku wynosi 46 g/mol. Podać wzór rzeczywisty związku.
15. Związek chemiczny składa się z: 25,93 % K, 13,03 % Co, 61,04 % NO
2
. Podać wzór
empiryczny.
7
ARKUSZ 2.
Kierunek Technologia Żywności i Żywienie Człowieka
Obliczenia stechiometryczne - oparte na wzorach związków i znajomości mas atomowych,
pozwalają w oparciu o prawidłowo ułożone równanie reakcji na rozwiązanie wielu zagadnień:
obliczenie składu procentowego związku;
obliczenie ilości produktu z zadanej ilości substratu;
obliczenie niezbędnej ilości substratów dla otrzymania żądanej ilości produktu;
obliczenie ilości jednego substratu reagującej całkowicie z daną ilością innych substratów;
obliczenie ilości substancji nie przereagowanych, gdy jeden z substratów był użyty w nadmiarze.
Równanie reakcji chemicznej mówi nam o tym, w jakich stosunkach liczbowych reagują ze sobą
atomy i cząsteczki substancji. Jeżeli znamy ich masy molowe, możemy obliczyć również
stosunki masowe wszystkich reagentów.
Często reakcje nie przebiegają całkowicie i wówczas obliczenie wydajności reakcji opiera się na
porównaniu ilości rzeczywiście otrzymanego produktu z ilością, która powinna się wytworzyć
zgodnie z równaniem reakcji (przy 100 % wydajności).
Założenia gazu doskonałego:
cząsteczki gazu są tak małe, że można je uważać za punkty materialne;
pomiędzy cząsteczkami gazu nie występują siły wzajemnego przyciągania ani odpychania;
cząsteczki gazu poruszają się stale i bezładnie po torach prostoliniowych, zderzając się ze
sobą i ścianami naczynia, w którym się znajdują;
zderzenia cząsteczek są doskonale sprężyste;
średnia energia kinetyczna cząsteczek jest proporcjonalna do temperatury gazu wyrażonej w
kelwinach.
Prawo Avogadra - równe objętości różnych gazów w tej samej temperaturze i pod tym samym
ciśnieniem zawierają jednakową liczbę cząstek.
Objętość molowa gazu doskonałego w warunkach normalnych ( 0
C, 760 mm Hg) wynosi
V
mol
= 22,4 dm
3
/mol.
Prawo stosunków objętościowych (prawo Gay - Lussaca) - w reakcji chemicznej objętości gazów
wyjściowych i produktów gazowych, odmierzone w jednakowych warunkach temperatury
i ciśnienia, pozostają do siebie w prostych stosunkach liczbowych.
Równanie stanu gazu doskonałego:
pV = nRT
gdzie p - ciśnienie gazu [ Pa ];
V - objętość gazu [ m
3
];
n - liczba moli gazu [ mol ];
R - stała gazowa;
T - temperatura gazu [ K ].
Stała gazowa - określa pracę 1 mola gazu ogrzanego o 1 kelwin pod stałym ciśnieniem.
R = 8,314
J
mol
K
Równanie stanu gazu doskonałego dla 1 mola gazu nosi nazwę równania Clapeyrona:
pV = RT
8
Równanie stanu gazu rzeczywistego (równanie Van der Waalsa) dla 1 mola gazu
p
V
+
a
V
- b = RT
2
gdzie a, b - stałe dla danego rodzaju gazu.
Gęstość bezwzględna gazu doskonałego w warunkach normalnych wynosi:
mol
V
M
d
[g/dm
3
]
Gdy znamy gęstość względną gazu w stosunku do drugiego gazu o masie molowej M
Y
, to nieznaną
masę molową gazu M
X
obliczamy ze wzoru:
M
X
= D
X/Y
.
M
Y
gdzie
Y
X
Y
/
X
d
d
D
Jednostki ciśnienia
paskal [ Pa ] - jednostka ciśnienia w układzie SI
2
m
N
1
Pa
1
atmosfera techniczna [ at ]
1 at = 735,5 mm Hg
atmosfera fizyczna [ atm ]
1 atm = 760 mm Hg = 1,013
.
10
5
Pa
bar
1 bar = 10
5
Pa = 750 mm Hg
tor [ Tr ]
1 Tr = 1 mm Hg = 133,3 Pa
9
Zadania:
1. Dla określenia zawartości żelaza i glinu w roztworze wytrącono wodorotlenki tych metali i
przeprowadzono je w odpowiednie tlenki (Fe
2
O
3
i Al
2
O
3
). Ile gramów żelaza i glinu zawierał
roztwór, jeżeli otrzymano łącznie 1,25 g tlenków, a masa siarczku żelaza(III) jaką można
otrzymać z tego roztworu wynosi 0,72 g.
2. Do roztworu zawierającego 6,0 g zasady sodowej dodano roztwór zawierający 10,0 g kwasu
azotowego. Jakie substancje i w jakiej ilości, oprócz wody, są obecne w roztworze?
3. Ile gramów tlenku żelaza(III) można otrzymać wyprażając 10 g chlorku żelaza(III) z 5,0 %
zawartością zanieczyszczeń ?
4. Ile gramów tlenu otrzyma się przez rozkład termiczny 100 g manganianu(VII) potasu,
zachodzący z wydajnością 85 %, jeżeli rozkład zachodzi według równania:
4 KMnO
4
2 K
2
MnO
3
+ 2 MnO
2
+ 3O
2
5. Ile gramów wodoru otrzyma się rozpuszczając w kwasie 1,00 kg magnalu - stopu zawierającego
20 % glinu i 80 % magnezu? Jaka to objętość w warunkach normalnych?
6. Mieszanina węglanu wapnia i tlenku wapnia traci po wyprażeniu 12,55 % swojej masy.
Obliczyć skład procentowy mieszaniny.
7. Mieszaninę 100 g tlenku miedzi(II) i 225 g tlenku srebra(I) zredukowano do metali. Obliczyć
skład procentowy otrzymanego stopu.
8. Naważkę 100 g miedzi ogrzano ze 100 g siarki. Powstał siarczek miedzi(I). Jaka substancja
pozostała w nadmiarze?
9. Odważono 0,2774 g mieszaniny chlorku sodu i chlorku potasu, rozpuszczono w wodzie, a
następnie strącono chlorki azotanem(V) srebra, otrzymując 0,609 g chlorku srebra(I). Znaleźć
procentową zawartość obu chlorków w mieszaninie wyjściowej.
10. Pewna substancja organiczna zawiera 77,5 % węgla, 7,5 % wodoru i 15,0 % azotu.
Wyprowadzić wzór rzeczywisty tej substancji, jeśli gęstość jej par względem powietrza (M
śr
=
29 g/mol) wynosi 3,21.
11. Rozpuszczono w kwasie 6,00 g technicznego siarczku żelaza(II) zawierającego 5% domieszkę
metalicznego żelaza. Jaka będzie objętość wydzielonych gazów w warunkach normalnych? Jaki
jest skład procentowy mieszaniny gazowej (wyrażony w procentach objętościowych)?
12. Termiczny rozkład tlenku ołowiu(IV) zachodzi według równania: 3PbO
2
Pb
3
O
4
+ O
2
.
Obliczyć objętość wydzielonego tlenu w warunkach normalnych, jeśli rozkładowi uległo 180 g
tlenku. Jaką objętość zajmuje tlen w temperaturze 27
C i pod ciśnieniem 2034 hPa?
13. W celu otrzymania chlorowodoru sporządzono 1,00 g mieszaniny chloru i wodoru o łącznej
objętości 500 cm
3
(warunki normalne). Który z substratów użyto w nadmiarze i jaką otrzymano
masę chlorowodoru ?
10
ARKUSZ 3.
Kierunek Technologia Żywności i Żywienie Człowieka
Definicje stężeń.
1. Stężenie procentowe
a) wyrażone w procentach wagowych (% m/m), określa liczbę gramów rozpuszczonej
substancji zawartych w 100 g roztworu.
V
d
%
100
m
m
%
100
m
c
s
r
s
p
gdzie m
s
– masa substancji rozpuszczonej
m
r
– masa roztworu
V – objętość roztworu
d – gęstość roztworu
b) wyrażone w procentach objętościowych (% v/v), określa liczbę cm
3
substancji
rozpuszczonej w 100 cm
3
roztworu
c) wyrażone z procentach masowo-objętościowych (% m/v), określa liczbę gramów
substancji rozpuszczonej w 100 cm
3
roztworu.
2. Stężenie molowe określa liczbę moli substancji zawartych w 1 dm
3
roztworu.
V
M
m
V
n
c
s
m
3
dm
mol
gdzie n – liczba moli substancji rozpuszczonej
V – objętość roztworu
m
s
– masa substancji rozpuszczonej
M – masa molowa substancji rozpuszczonej
Stężenie molowe substancji AB może być zapisywane w sposób:
c(AB) = c
AB
= [AB]
3. Stężenie podane jako ułamek molowy wyraża stosunek liczby moli danego składnika do sumy
liczby moli wszystkich składników roztworu. Suma ułamków molowych wszystkich
składników roztworu równa się jedności.
m
2
1
i
i
i
n
...
n
n
n
n
n
x
4. Stężenie normalne określa liczbę gramorównoważników substancji zawartych w 1 dm
3
roztworu. Zgodnie z nową nomenklaturą stężenie normalne nie jest zalecane. Starsze
podręczniki zawierają jednak takie jednostki.
Gęstość roztworu
3
r
cm
g
V
m
d
1 g/dm
3
= 0,001 g/cm
3
1 g/cm
3
= 1000 g/dm
3
11
Zadania:
1. 5 cm
3
stężonego roztworu wodorotlenku potasu rozcieńczono wodą do objętości 250 cm
3
. Na
zobojętnienie 20,0 cm
3
tego roztworu zużyto 12,8 cm
3
roztworu kwasu solnego 0,25-
molowego. Jakie było stężenie molowe stężonego roztworu użytej zasady?
2. Do 200 cm
3
16,0 % roztworu wodorotlenku potasu o gęstości 1,150 g/cm
3
dodano 300 cm
3
roztworu wodorotlenku potasu o stężeniu 0,20 mol/dm
3
. Obliczyć stężenie molowe
otrzymanego roztworu.
3. Do 200 cm
3
20,0 % roztworu wodorotlenku potasu o gęstości 1,240 g/cm
3
dodano 300 cm
3
roztworu kwasu azotowego(V) 4,20 molowego. Obliczyć stężenie nieprzereagowanego
odczynnika.
4. Do 200 cm
3
roztworu wodorotlenku potasu 0,40 molowego (d = 1,02 g/cm
3
) dodano jeszcze
16,0 g stałej zasady. Obliczyć stężenie procentowe i molowe otrzymanego roztworu przy
założeniu, że objętość roztworu nie uległa zmianie.
5. Do 50,0 cm
3
roztworu chlorku baru o stężeniu 0,04 mol/dm
3
dodano 32 cm
3
2 % roztworu
kwasu siarkowego(VI) (d = 1,012 g/cm
3
). Podać, który odczynnik został użyty w nadmiarze.
Obliczyć stężenie nieprzereagowanego odczynnika i ile moli siarczanu(VI) baru powstało.
6. Do 54 g stałego wodorotlenku potasu dodano tyle wody, że otrzymano roztwór 20,0 %
(d = 1,186 g/cm
3
). Ile wody dodano, jaka była objętość roztworu i jego stężenie molowe?
7. Ile cm
3
10,0 % roztworu kwasu siarkowego(VI) (d = 1,070 g/cm
3
) zużyje się do całkowitego
zobojętnienia 16 g wodorotlenku sodu?
8. Ile cm
3
kwasu siarkowego(VI) 90 % (d = 1,814 g/cm
3
) i 36 % (d = 1,268 g/cm
3
) należy użyć,
aby otrzymać 2 dm
3
kwasu 65 % (d = 1,553 g/cm
3
).
9. Ile cm
3
wody należy dodać do 25 cm
3
27 % roztworu wodorotlenku potasu o gęstości
1,25 g/cm
3
aby otrzymać roztwór 0,20 molowy ?
10. Jak przygotować z 15,0 % roztworu węglanu sodu (d = 1,186 g/cm
3
) 5 dm
3
roztworu o
stężeniu 0,25 mol/dm
3
.
11. Jaką objętość 0,05 molowego roztworu wodorotlenku sodu należy dodać do 200 cm
3
0,12-molowego roztworu tej zasady aby otrzymać roztwór 0,10 molowy ?
12. Jaką objętość 25 % roztworu amoniaku o gęstości 0,910 g/cm
3
należy dodać do 500 cm
3
roztworu 0,20 molowego aby otrzymać roztwór o stężeniu 1,00 mol/dm
3
.
13. Na zobojętnienie 20 cm
3
roztworu kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 0,15 mol/dm
3
zużyto
14,4 cm
3
roztworu wodorotlenku sodu. Ile gramów wodorotlenku sodu zawiera 1 dm
3
roztworu
wodorotlenku?
14. Obliczyć objętość 96 % roztworu kwasu siarkowego(VI) o gęstości 1,842 g/cm
3
potrzebną do
otrzymania 1,4 dm
3
roztworu o stężeniu 0,80 mol/dm
3
.
15. Zmieszano 120 g 80,0 % roztworu kwasu siarkowego(VI) (d = 1,727 g/cm
3
) z 500 cm
3
36 %
roztworu tego kwasu (d = 1,268 g/cm
3
). Jakie jest stężenie procentowe i molowe roztworu ?
12
ARKUSZ 4.
Kierunek Technologia Żywności i Żywienie Człowieka
Dysocjacja – rozpad cząsteczek na jony pod wpływem rozpuszczalnika; ulegają jej substancje o
budowie jonowej lub z wiązaniami spolaryzowanymi (dipole). Dysocjacja może być
całkowita (elektrolity mocne) lub częściowa (elektrolity słabe).
AB
A
+
+ B
-
Aktywność jonów – opisuje zjawisko oddziaływań elektrostatycznych jonów w roztworach
bardziej stężonych, ograniczających ruch jonów
f
c
a
gdzie a – aktywność jonu
c – stężenie molowe jonu
f – współczynnik aktywności jonu
Współczynnik aktywności jonu zależy od rodzaju jonu, jego ładunku, od stężenia i ładunku
innych jonów w roztworze.
Moc (siła) jonowa roztworu – miara oddziaływań międzyjonowych w roztworze
2
n
n
2
2
2
2
1
1
2
z
c
...
z
c
z
c
2
1
z
c
2
1
gdzie
- moc jonowa roztworu, [mol/dm
3
]
c – stężenie molowe jonu
z – ładunek jonu
Wartość współczynnika aktywności w roztworach rozcieńczonych jest równy 1, dla roztworów
bardziej stężonych f < 1, przy czym jego wartość liczbową wyznacza się eksperymentalnie lub ze
wzoru uproszczonego prawa granicznego Debye’a-Hückla:
1
z
0,5
f
log
2
gdzie z – ładunek jonu
- siła (moc) jonowa roztworu
Wzór ten stosuje się dla jonów jednowartościowych dla
0,05, dla jonów dwuwartościowych dla
0,014 i dla trójwartościowych przy
0,005. W przypadku roztworów bardziej stężonych
wartości współczynników aktywności obliczone przy użyciu powyższego wzoru są jedynie
przybliżone.
Stała dysocjacji (K) – opisuje równowagę pomiędzy jonami a cząsteczkami niezdysocjowanymi
]
AB
[
]
B
[
]
A
[
K
gdzie [A
+
], [B
-
] – stężenia jonów
[AB] – stężenie cząsteczek niezdysocjowanych
13
Stopień dysocjacji – stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych do ogólnej liczby cząsteczek
elektrolitu w roztworze; zależy od stężenia roztworu, temperatury, stałej dysocjacji i
obecności innych jonów w roztworze;
c
c
0 <
1 lub 0 % <
100 %
gdzie c
- stężenie cząsteczek zdysocjowanych
c – całkowite stężenie cząsteczek
1
c
K
2
lub dla
0,01 (10 %): K = c
.
2
Iloczyn jonowy wody – określa zależność pomiędzy jonami wodorowymi (hydroniowymi) i
wodorotlenowymi we wszystkich roztworach wodnych.
K
w
= K
.
[H
2
O] = [H
+
]
.
[OH
-
] = 10
-14
dla 25
C
lub pK
w
= pH + pOH = 14
gdzie pK
w
= - log K
w
pH = - log [H
+
]
pOH = - log [OH
-
]
pH – ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych w roztworze
Wzór wyznaczający :
Sposób obliczania
pH roztworu mocnego kwasu
pH =
– log c
kw
(*)
pH roztworu mocnej zasady
pH = 14 + log c
zas
(**)
pH roztworu słabego kwasu
kw
kw
kw
c
K
c
]
H
[
kw
c
log
2
1
pK
2
1
pH
kw
pH roztworu słabej zasady
zas
zas
14
zas
14
c
K
10
c
10
]
H
[
zas
c
log
2
1
pK
2
1
14
pH
zas
gdzie pK
kw
, pK
zas
– wartość ujemnego logarytmu ze stałej dysocjacji słabego kwasu/słabej zasady
c
kw,
c
zas
– stężenie molowe kwasu / zasady
* - dla kwasów jednoprotonowych HA
** - dla zasad jednowodorotlenowych BOH
14
Zadania:
1. Amoniak o objętości 305 dm
3
, mierzony w temperaturze 25
C i pod ciśnieniem 1 bara,
rozpuszczono w wodzie, a otrzymany roztwór wykazywał pH 11,5. Jaka była objętość
otrzymanego roztworu?
2. Do 100 cm
3
0,1-molowego roztworu kwasu octowego dodano 120 cm
3
0,08-molowego
roztworu wodorotlenku baru. Obliczyć pH roztworu końcowego.
3. Do 20 cm
3
roztworu kwasu siarkowego(VI) dodano 30 cm
3
roztworu wodorotlenku amonu o pH
= 10,87. Roztwór po reakcji wykazywał pH 4,00. Obliczyć stężenie wyjściowe roztworu kwasu
siarkowego(VI). K = 1,77
.
10
-5
.
4. Do 30 cm
3
roztworu wodorotlenku baru o pH 11,70 dodano 0,1-molowego roztworu kwasu
solnego tak, że pH po reakcji wynosiło 7,80. Jaką objętość roztworu kwasu solnego dodano?
5. Do 300 cm
3
0,01-molowego roztworu wodorotlenku sodu dodano 200 cm
3
0,015-molowego
roztworu kwasu siarkowego(VI). Obliczyć pH roztworu końcowego.
6. Do kolby miarowej wprowadzono 2 g 5 % roztworu kwasu octowego i rozcieńczono wodą do
objętości 2 dm
3
. Obliczyć pH otrzymanego roztworu oraz stopień dysocjacji kwasu.
7. Jak zmieni się pH 0,0125-molowego roztworu wodorotlenku sodu, jeżeli 5 cm
3
tego roztworu
zmieszamy z 495 cm
3
wody?
8. Jakie jest stężenie molowe jonów hydroksylowych w 5,1 % roztworu amoniaku o gęstości
0,97 g/cm
3
. ( K = 1,77
.
10
-5
)
9. Obliczyć stałą dysocjacji kwasu, którego 0,01-molowy roztwór wykazuje pH = 5,1.
10. Obliczyć współczynnik aktywności jonów cynku w 1 dm
3
0,005-molowego roztworu
siarczanu(VI) cynku, a następnie po dodaniu do tego roztworu 100 cm
3
0,1-molowego roztworu
kwasu siarkowego(VI).
11. Obliczyć wykładnik stężenia jonów wodorowych (pH) i wykładnik aktywności jonów
wodorowych (p
a
H) w 0,02-molowym i 0,002-molowym roztworze kwasu siarkowego(VI).
12. Po reakcji 2 cm
3
30 % roztworu kwasu siarkowego(VI) (d = 1,224 g/cm
3
) z 0,1 g cynku,
roztwór rozcieńczono do 1 dm
3
. Obliczyć pH otrzymanego roztworu.
13. Roztwór kwasu octowego o objętości 20 cm
3
rozcieńczono wodą do 1 dm
3
, a po rozcieńczeniu
pH wynosiło 3,50. Jakie było pierwotne stężenie kwasu?
14. Stopień dysocjacji 0,1-molowego roztworu kwasu octowego wynosi 1,35 %. Przy jakim
stężeniu roztworu tego kwasu stopień dysocjacji osiągnie wartość 95 % ?
15. Zmieszano 200 ml 0,05-molowego roztworu kwasu chlorowego(VII) i 300 ml 0,01-molowego
roztworu kwasu solnego. Do otrzymanego roztworu dodano 2 g wodorotlenku potasu. Jakie
było pH roztworu końcowego?
15
ARKUSZ 5.
Kierunek Technologia Żywności i Żywienie Człowieka
Hydroliza - reakcja związku chemicznego z wodą. W przypadku soli słabych elektrolitów,
hydroliza jest odwracalna i odwrotna do reakcji zobojętniania. Zgodnie z teorią
Brönsteda sole hydrolizujące są słabymi kwasami lub zasadami, które w reakcji z
wodą ulegają zobojętnieniu.
Hydrolizie ulegają sole słabych elektrolitów, tzn.:
- sole słabych kwasów i mocnych zasad
Na
COO
CH
COONa
CH
3
3
(dysocjacja)
OH
COOH
CH
O
H
COO
CH
3
2
3
odczyn zasadowy
- sole słabych zasad i mocnych kwasów
Cl
NH
Cl
NH
4
4
(dysocjacja)
H
O
H
NH
O
H
NH
2
3
2
4
odczyn kwaśny
- sole słabych kwasów i słabych zasad
4
3
4
3
NH
COO
CH
COONH
CH
(dysocjacja)
OH
COOH
CH
O
H
COO
CH
3
2
3
H
O
H
NH
O
H
NH
2
3
2
4
odczyn obojętny, słabo kwaśny lub słabo zasadowy, w zależności od wartości odpowiednich stałych
dysocjacji kwasu i zasady.
Wielkości charakteryzujące proces hydrolizy :
- stała hydrolizy K
h
(stała reakcji odwracalnej)
dys
w
K
K
h
K
gdzie K
w
- iloczyn jonowy wody
K
dys
- stała dysocjacji słabego kwasu lub słabej zasady
lub
zas
h
K
K
kw
w
K
K
jeżeli sól tworzą słaby kwas i słaba zasada
- stopień hydrolizy h ( 0
h
1 )
soli
czasteczek
liczba
calkowita
soli
czasteczek
wanych
zhydrolizo
liczba
h
=
c
c
h
h
-
1
c
c
h
c
h
K
h
; dla h
0,01 K
h
= c
.
h
2
c
K
h
h
gdzie K
h
- stała hydrolizy
c - stężenie soli [mol/dm
3
]
Wartość pH roztworów soli hydrolizujących oblicza się ze wzorów :
- dla soli słabych zasad jednowodorotlenowych, np. NH
4
Cl
zas
w
K
c
K
h
c
H
sól
zas
c
log
2
1
pK
2
1
7
pH
- dla soli słabych kwasów jednowodorowych, np. CH
3
COONa
c
K
K
h
c
K
H
kw
w
w
sól
kw
c
log
2
1
pK
2
1
7
pH
16
Bufory są to roztwory zawierające słaby kwas oraz jego sól z mocną zasadą lub słabą zasadę i
jej sól z mocnym kwasem, bądź roztwory wodorosoli kwasów wieloprotonowych. Bufory wykazują
stałość wykładnika pH podczas rozcieńczania wodą lub dodawania niewielkich ilości kwasów albo
zasad. Roztwór słabego kwasu i jego soli jest odporny na większe zmiany pH, bowiem mała ilość
jonów wodorowych dodana do roztworu powoduje, że większość jonów wodorowych jest wiązana
przez aniony, tworząc słaby kwas, zdysocjowany tylko w niewielkim stopniu i w rezultacie zmiana
stężenia jonów wodorowych w roztworze jest mała. Natomiast dodanie silnej zasady do roztworu
słabego kwasu powoduje zobojętnianie zasady i zmiany pH również są niewielkie aż do momentu,
kiedy większość kwasu zostanie zobojętniona.
Zakres wartości pH, w którym dana mieszanina buforowa wykazuje działanie buforujące,
zależy od wartości stałej dysocjacji i od stosunku stężeń składników mieszaniny buforowej.
Słaby kwas i jego sól
sol
kw
kw
c
c
K
]
H
[
sol
kw
kw
c
c
log
pK
pH
Słaba zasada i jej sól
zas
sól
zas
w
c
c
K
K
]
H
[
sol
zas
zas
w
c
c
log
pK
pK
pH
Dana mieszanina buforowa wykazuje własności buforujące w zakresie od pH = pK
kw
- 1 do
pH = pK
kw
+ 1; działanie jej jest ograniczone, a skuteczność przeciwdziałania zmianom pH jest
określona pojemnością buforową. Liczba moli mocnej zasady, bądź mocnego kwasu, która musi
być dodana do 1dm
3
roztworu, aby spowodować zmianę pH o jedną jednostkę określa pojemność
buforową danego roztworu.
pH
Z
Z - ilość dodanej zasady (kwasu),
pH - przyrost pH.
W miarę dodawania mocnego kwasu lub zasady pojemność buforowa maleje osiągając w końcu
wartość zerową, gdy cała zawarta w buforze sól przejdzie w słaby kwas lub gdy słaby kwas
zostanie zastąpiony solą. Największą pojemność buforową mają roztwory, w których c
sol
= c
kw
, c
zas
= c
sol
i pH = pK
kw
lub pH = pK
zas
. Rozcieńczanie buforów nie zmienia pH, ale obniża
.
17
Zadania
1. 600 cm
3
roztworu zawiera 0,15 mola amoniaku i 0,12 mola chlorku amonu. Jak zmieni się pH,
jeżeli do roztworu dodano 400 cm
3
:
a) wody destylowanej,
b) roztworu azotanu(V) amonu o stężeniu 0,1 mol/dm
3
,
c) buforu otrzymanego przez zmieszanie 500 cm
3
roztworu amoniaku o stężeniu 0,12 mol/dm
3
z 500 cm
3
roztworu azotanu(V) amonu o stężeniu 0,15 mol/dm
3
.
Obliczyć zmianę pH w każdym z roztworów. ( K
zas
= 1,85
.
10
-5
)
2. Do 1 dm
3
roztworu zawierającego 0,1 mol kwasu octowego, 0,1 mol octanu sodu dodano
a) 10 cm
3
1 molowego roztworu kwasu solnego,
b) 750 cm
3
wody.
Jak zmieni się pH roztworu? ( K
kw
= 1,85
.
10
-5
)
3. Do 100 cm
3
roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,5 mol/dm
3
dodano 4,63 g octanu sodu, a
następnie roztwór rozcieńczono wodą destylowaną do objętości 250 cm
3
. Obliczyć pH
otrzymanego roztworu. ( K
kw
= 1,85
.
10
-5
)
4. Do 200 cm
3
roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,5 mol/dm
3
wprowadzono ilościowo 4,48 dm
3
gazowego amoniaku (objętość mierzono pod ciśnieniem 3 atm w temp. 20
C). Jakie jest pH
otrzymanego roztworu ? ( K
zas
= 1,8
.
10
-5
).
5. Do objętości 20,8 cm
3
0,11-molowego kwasu mrówkowego dodano 20 cm
3
0,1-molowego
wodorotlenku sodu. Obliczyć pH powstałego roztworu. ( K
kw
= 1,76
.
10
-4
)
6. Ile gramów octanu sodu należy rozpuścić w 0,5 dm
3
0,2 molowego roztworu kwasu octowego,
aby pH otrzymanego buforu różniło się dwie jednostki od pH roztworu kwasu octowego ?
( K
kw
= 1,85
.
10
-5
)
7. Jak zmieni się pH roztworu chlorku amonu o stężeniu 0,03-molowym, jeżeli do 100 cm
3
tego
roztworu dodano 400 cm
3
wody ? ( K
zas
= 1,8
.
10
-5
)
8. Jak zmieni się pH roztworu octanu potasu o stężeniu 0,05-molowym, jeżeli do 150 cm
3
tego
roztworu dodano 5 g tej soli ? ( K
kw
= 1,85
.
10
-5
)
9. Jak zmienił się stopień hydrolizy octanu potasu, jeżeli 50 cm
3
0,1-molowego roztworu
pierwotnego rozcieńczono wodą do objętości końcowej 250 cm
3
? ( K
kw
= 1,85
.
10
-5
)
10. Obliczyć pH 0,05-molowego roztworu węglanu sodu. ( pK
1
= 6,4; pK
2
= 10,3 )
11. Obliczyć pH w 0,75 % roztworze azotanu(V) amonu. ( K
zas
= 1,8
.
10
-5
; przyjąć d = 1 g/cm
3
)
12. Obliczyć stałą dysocjacji kwasu cyjanowodorowego, jeżeli w 0,05-molowym roztworze
cyjanku potasu stopień hydrolizy cząsteczek soli wynosi 0,053.
13. Roztwór zawiera 0,056 mola amoniaku i 0,1 mola chlorku amonu w 1 dm
3
. Obliczyć pH tego
roztworu przed i po dodaniu 0,02 mola wodorotlenku sodu lub 0,02 mola kwasu solnego.
K
zas
= 1,8
.
10
-5
14. W skład dwóch roztworów buforowych wchodzą sole NaH
2
PO
4
, i Na
2
HPO
4
:
a) roztwór zawiera 0,500 mola NaH
2
PO
4
i 0,310 mola Na
2
HPO
4
w 1dm
3
,
b) roztwór zawiera 0,100 mola NaH
2
PO
4
i 0,062 mola Na
2
HPO
4
w 1dm
3
.
Do roztworów dodano tyle wodorotlenku sodu, że stężenie molowe wodorotlenku w nich było
jednakowe i wynosiło 0,025 mol/dm
3
. Obliczyć zmianę pH dla każdego z nich. K
k2
= 6,62
.
10
-8
.
18
Wyznaczanie pH roztworów soli hydrolizujących i buforów
Roztwór zawiera:
[H
+
]
pH
CH
3
COONa
c
K
K
kw
w
c
log
2
1
pK
2
1
7
kw
NH
4
Cl
zas
w
K
c
K
c
log
2
1
pK
2
1
7
zas
CH
3
COONH
4
zas
kw
w
K
K
K
zas
kw
pK
2
1
pK
2
1
7
NaHCO
3
2
1
K
K
2
1
pK
2
1
pK
2
1
Na
2
CO
3
c
K
K
2
w
c
log
2
1
pK
2
1
7
2
NaH
2
PO
4
2
1
K
K
2
1
pK
2
1
pK
2
1
Na
2
HPO
4
3
2
K
K
3
2
pK
2
1
pK
2
1
Na
3
PO
4
c
K
K
3
w
c
log
2
1
pK
2
1
7
3
CH
3
COOH i
CH
3
COONa
sol
kw
kw
c
c
K
sol
kw
kw
c
c
log
pK
NH
3
.
H
2
O i NH
4
Cl
zas
sól
zas
w
c
c
K
K
sol
zas
zas
c
c
log
pK
14
Na
3
PO
4
i Na
2
HPO
4
4
3
4
2
PO
Na
HPO
Na
3
c
c
K
4
3
2
PO
Na
4
HPO
Na
3
c
c
log
pK
Na
2
HPO
4
i
NaH
2
PO
4
4
2
4
2
HPO
Na
PO
NaH
2
c
c
K
4
2
4
2
HPO
Na
PO
NaH
2
c
c
log
pK
NaH
2
PO
4
i H
3
PO
4
4
2
4
3
PO
NaH
PO
H
1
c
c
K
4
2
4
3
PO
NaH
PO
H
1
c
c
log
pK
19
Odpowiedzi do zadań.
Arkusz 1.
1) CHO
2
2) CaO
.
MgO
.
2CO
2
3) 913,9 kg
4) wzrośnie z 25,4% do 39,8%.
5) C
2
N
2
6) P
2
H
4
7) As
4
O
6
8) 207,6 g/mol.
9) 54,6%.
10) 5,13%.
11) 7
12) N
2
O
4
13) MgCl
2
O
8
14) C
2
H
6
O
15) K
3
Co(NO
2
)
6
Arkusz 2.
1) 0,39 g Fe, 0,36 g Al
2) 0,6 g HNO
3
i 12,8 g NaNO
3
.
3) 4,68 g
4) 12,9 g
5) 88,8 g, 994 dm
3
6) 28,5% CaCO
3
, 71,5% CaO
7) 27,6% Cu, 72,4% Ag
8) siarka
9) 50,6%NaCl, 49,4% KCl
10) C
6
H
7
N
11) 1,57 dm
3
, 7,6% H
2
, 92,4% H
2
S
12) 5,62 dm
3
, 3,06 dm
3
13) chlor, 0,6205 g HCl
Arkusz 3.
1) 8,0 mol/dm
3
.
2) 1,43 mol/dm
3
.
3) 0,76 mol/dm
3
HNO
3
4) 9,31%, 1,8 mol/dm
3
.
5) H
2
SO
4
, 0,056 mol/dm
3
, 0,002 mol
6) 216 cm
3
, 228 cm
3
, 4,23 mol/dm
3
.
7) 183 cm
3
.
8) 919,5 cm
3
, 1134 cm
3
.
9) 0,725 dm
3
.
10) 0,745 dm3 i uzupełnić wodą.
11) 0,08 dm
3
.
12) 0,073 dm
3
.
13) 16,7 g
14) 62,07 cm
3
.
15) 43,0%, 5,81 mol/dm
3
.
Arkusz 4
1) 21,6 dm
3
.
2) 12,62
3) 0,024 mol/dm
3
,
4) 1,5 cm
3
5) 2,22
6) pH = 3,9; 0,14
7) zmaleje o 2,00
8) 0,0053 mol/dm
3
,
9) 6,3 * 10
-9
10) 0,56; 0,44,
11) 1,49 – 1,40, 2,43 – 2,40
12) 1,92
13) 0,28 mol/dm
3
,
14) 1,0 * 10
-6
mol/dm
3
,
15) 12,66
Arkusz 5
1) a) bez zmian b) zmaleje o 0,12, c) zmaleje o 0,03
2) a) zmaleje o 0,08, b) bez zmian
3) 4,79
4) 9,92
5) 4,60
6) 7,77 g
7) wzrośnie o 0,35
8) wzrośnie o 0,44
9) wzrośnie 2,2 razy
10) 11,50
11) 5,14
12) 7,1 * 10
-11
13) 9,00, 9,23, 8,73
14) a)wzrośnie o 0,06 , b) wzrośnie o 0,27