Względne masy atomów i cząsteczek określa się na podstawie podanych w tabeli D.I. Wartości mas atomowych Mendelejewa. Jednocześnie podczas wykonywania obliczeń do celów edukacyjnych wartości mas atomowych pierwiastków są zwykle zaokrąglane do liczb całkowitych (z wyjątkiem chloru, którego masę atomową przyjmuje się równą 35,5).
Przykład 1. Względna masa atomowa wapnia Ar (Ca) = 40; względna masa atomowa platyny A r (Pt)=195.
Masę względną cząsteczki oblicza się jako sumę względnych mas atomowych atomów tworzących daną cząsteczkę, biorąc pod uwagę ilość ich substancji.
Przykład 2. Względna masa molowa kwasu siarkowego:
M r (H 2 SO 4) = 2A r (H) + ZA r (S) + 4A r (O) = 2 · 1 + 32 + 4· 16 = 98.
Bezwzględne masy atomów i cząsteczek oblicza się, dzieląc masę 1 mola substancji przez liczbę Avogadro.
Przykład 3. Określ masę jednego atomu wapnia.
Rozwiązanie. Masa atomowa wapnia wynosi Ar (Ca) = 40 g/mol. Masa jednego atomu wapnia będzie równa:
m(Ca)= A r (Ca): N A =40: 6,02 · 10 23 = 6,64· 10 -23 lata
Przykład 4. Określ masę jednej cząsteczki kwasu siarkowego.
Rozwiązanie. Masa molowa kwasu siarkowego wynosi M r (H 2 SO 4) = 98. Masa jednej cząsteczki m (H 2 SO 4) jest równa:
m(H 2 SO 4) = M r (H 2 SO 4): N A = 98:6,02 · 10 23 = 16,28· 10 -23 lata
2.10.2. Obliczanie ilości substancji i obliczanie liczby cząstek atomowych i molekularnych na podstawie znanych wartości masy i objętości
Ilość substancji określa się dzieląc jej masę wyrażoną w gramach przez jej masę atomową (molową). Ilość substancji w stanie gazowym na poziomie zerowym oblicza się dzieląc jej objętość przez objętość 1 mola gazu (22,4 l).
Przykład 5. Określ ilość substancji sodowej n(Na) zawartej w 57,5 g sodu metalicznego.
Rozwiązanie. Względna masa atomowa sodu jest równa Ar (Na) = 23. Ilość substancji znajdujemy, dzieląc masę metalicznego sodu przez jego masę atomową:
n(Na)=57,5:23=2,5 mola.
Przykład 6. Określ ilość substancji azotowej, jeżeli jest to jej objętość w warunkach normalnych. wynosi 5,6 l.
Rozwiązanie. Ilość substancji azotowej n(N 2) dzieląc jego objętość przez objętość 1 mola gazu (22,4 l):
n(N2)=5,6:22,4=0,25 mol.
Liczbę atomów i cząsteczek w substancji określa się, mnożąc ilość substancji składającej się z atomów i cząsteczek przez liczbę Avogadro.
Przykład 7. Określ liczbę cząsteczek zawartych w 1 kg wody.
Rozwiązanie. Ilość substancji wodnej obliczamy dzieląc jej masę (1000 g) przez masę molową (18 g/mol):
n(H2O) = 1000:18 = 55,5 mol.
Liczba cząsteczek w 1000 g wody będzie wynosić:
N(H2O) = 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .
Przykład 8. Określ liczbę atomów zawartych w 1 litrze (n.s.) tlenu.
Rozwiązanie. Ilość substancji tlenowej, której objętość w normalnych warunkach wynosi 1 litr, jest równa:
n(O 2) = 1: 22,4 = 4,46 · 10 -2 moli.
Liczba cząsteczek tlenu w 1 litrze (n.s.) będzie wynosić:
N(O2) = 4,46 · 10 -2 · 6,02· 10 23 = 2,69· 10 22 .
Warto zaznaczyć, że 26,9 · W 1 litrze dowolnego gazu w warunkach otoczenia będzie znajdować się 10 22 cząsteczek. Ponieważ cząsteczka tlenu jest dwuatomowa, liczba atomów tlenu w 1 litrze będzie 2 razy większa, tj. 5,38 · 10 22 .
2.10.3. Obliczanie średniej masy molowej mieszaniny gazów i udziału objętościowego
gazy w nim zawarte
Średnią masę molową mieszaniny gazów oblicza się na podstawie mas molowych gazów tworzących tę mieszaninę i ich udziałów objętościowych.
Przykład 9. Zakładając, że zawartość (w procentach objętościowych) azotu, tlenu i argonu w powietrzu wynosi odpowiednio 78, 21 i 1, oblicz średnią masę molową powietrza.
Rozwiązanie.
M powietrze = 0,78 · Mr (N 2) + 0,21 · Mr (O2)+0,01 · M r (Ar) = 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96
Lub około 29 g/mol.
Przykład 10. Mieszanka gazowa zawiera 12 l NH 3, 5 l N 2 i 3 l H 2, mierzone w nr. Oblicz udziały objętościowe gazów w tej mieszaninie i jej średnią masę molową.
Rozwiązanie. Całkowita objętość mieszaniny gazów wynosi V=12+5+3=20 litrów. Ułamki objętościowe j gazów będą równe:
φ(NH3)= 12:20=0,6; φ(N2)=5:20=0,25; φ(H2)=3:20=0,15.
Średnią masę molową oblicza się na podstawie ułamków objętościowych gazów tworzących tę mieszaninę i ich mas cząsteczkowych:
M=0,6 · M(NH3)+0,25 · M(N2)+0,15 · M(H2) = 0,6 · 17+0,25· 28+0,15· 2 = 17,5.
2.10.4. Obliczanie udziału masowego pierwiastka chemicznego w związku chemicznym
Udział masowy ω pierwiastka chemicznego definiuje się jako stosunek masy atomu danego pierwiastka X zawartego w danej masie substancji do masy tej substancji m. Ułamek masowy jest wielkością bezwymiarową. Wyraża się go w ułamkach jedności:
ω(X) = m(X)/m (0<ω< 1);
lub jako procent
ω(X),%= 100 m(X)/m (0%<ω<100%),
gdzie ω(X) jest ułamkiem masowym pierwiastka chemicznego X; m(X) – masa pierwiastka chemicznego X; m jest masą substancji.
Przykład 11. Oblicz udział masowy manganu w tlenku manganu (VII).
Rozwiązanie. Masy molowe substancji wynoszą: M(Mn) = 55 g/mol, M(O) = 16 g/mol, M(Mn 2 O 7) = 2M(Mn) + 7M(O) = 222 g/mol . Zatem masa Mn 2 O 7 przy ilości substancji 1 mol wynosi:
m(Mn 2 O 7) = M(Mn 2 O 7) · n(Mn2O7) = 222 · 1= 222 gr.
Ze wzoru Mn 2 O 7 wynika, że ilość substancji w postaci atomów manganu jest dwukrotnie większa od ilości substancji w postaci tlenku manganu (VII). Oznacza,
n(Mn) = 2n(Mn 2 O 7) = 2 mole,
m(Mn)= n(Mn) · M(Mn) = 2 · 55 = 110 g.
Zatem udział masowy manganu w tlenku manganu(VII) jest równy:
ω(X)=m(Mn): m(Mn2O7) = 110:222 = 0,495 lub 49,5%.
2.10.5. Ustalanie wzoru związku chemicznego na podstawie jego składu pierwiastkowego
Najprostszy wzór chemiczny substancji wyznacza się na podstawie znanych wartości ułamków masowych pierwiastków wchodzących w skład tej substancji.
Załóżmy, że istnieje próbka substancji Na x P y O z o masie m o g. Zastanówmy się, jak wyznaczyć jej wzór chemiczny, jeśli ilości substancji atomów pierwiastków, ich masy lub ułamki masowe w znane są masy substancji. Formułę substancji określa zależność:
x: y: z = N(Na): N(P): N(O).
Stosunek ten nie zmienia się, jeśli każdy wyraz zostanie podzielony przez liczbę Avogadra:
x: y: z = N(Na)/N A: N(P)/N A: N(O)/N A = ν(Na) : ν(P) : ν(O).
Zatem, aby znaleźć wzór substancji, należy znać zależność między ilością substancji a atomami w tej samej masie substancji:
x: y: z = m(Na)/M r (Na): m(P)/M r (P): m(O)/M r (O).
Jeśli podzielimy każdy wyraz ostatniego równania przez masę próbki m o otrzymamy wyrażenie, które pozwala określić skład substancji:
x: y: z = ω(Na)/M r (Na): ω(P)/M r (P): ω(O)/M r (O).
Przykład 12. Substancja zawiera 85,71% wag. % węgla i 14,29% wag. % wodoru. Jego masa molowa wynosi 28 g/mol. Określ najprostszy i prawdziwy wzór chemiczny tej substancji.
Rozwiązanie. Zależność między liczbą atomów w cząsteczce C x H y określa się dzieląc ułamki masowe każdego pierwiastka przez jego masę atomową:
x:y = 85,71/12:14,29/1 = 7,14:14,29 = 1:2.
Zatem najprostszą formułą substancji jest CH2. Najprostsza formuła substancji nie zawsze pokrywa się z jej prawdziwą formułą. W tym przypadku wzór CH2 nie odpowiada wartościowości atomu wodoru. Aby znaleźć prawdziwy wzór chemiczny, należy znać masę molową danej substancji. W tym przykładzie masa molowa substancji wynosi 28 g/mol. Dzieląc 28 przez 14 (suma mas atomowych odpowiadająca jednostce wzoru CH 2), otrzymujemy prawdziwą zależność między liczbą atomów w cząsteczce:
Otrzymujemy prawdziwy wzór substancji: C 2 H 4 - etylen.
Zamiast masy molowej substancji gazowych i par, sformułowanie problemu może wskazywać gęstość dla niektórych gazów lub powietrza.
W rozpatrywanym przypadku gęstość gazu w powietrzu wynosi 0,9655. Na podstawie tej wartości można obliczyć masę molową gazu:
M = M powietrze · D powietrze = 29 · 0,9655 = 28.
W tym wyrażeniu M jest masą molową gazu C x H y, M powietrze jest średnią masą molową powietrza, D powietrze jest gęstością gazu C x H y w powietrzu. Otrzymaną wartość masy molowej wykorzystuje się do określenia prawdziwego wzoru substancji.
Stwierdzenie problemu może nie wskazywać udziału masowego jednego z pierwiastków. Oblicza się go, odejmując ułamki masowe wszystkich pozostałych pierwiastków od jedności (100%).
Przykład 13. Związek organiczny zawiera 38,71% wag. % węgla, 51,61% wag. % tlenu i 9,68% wag. % wodoru. Określ prawdziwy wzór tej substancji, jeśli jej gęstość pary dla tlenu wynosi 1,9375.
Rozwiązanie. Obliczamy stosunek liczby atomów w cząsteczce C x H y O z:
x: y: z = 38,71/12: 9,68/1: 51,61/16 = 3,226: 9,68: 3,226 = 1:3:1.
Masa molowa M substancji jest równa:
M = M(O2) · D(O2) = 32 · 1,9375 = 62.
Najprostszym wzorem substancji jest CH 3 O. Suma mas atomowych dla tej jednostki wzoru będzie wynosić 12 + 3 + 16 = 31. Podziel 62 przez 31 i uzyskaj prawdziwy stosunek liczby atomów w cząsteczce:
x:y:z = 2:6:2.
Zatem prawdziwy wzór substancji to C 2 H 6 O 2. Wzór ten odpowiada składowi alkoholu diwodorotlenowego - glikolu etylenowego: CH 2 (OH) - CH 2 (OH).
2.10.6. Oznaczanie masy molowej substancji
Masę molową substancji można wyznaczyć na podstawie wartości jej gęstości pary w gazie o znanej masie molowej.
Przykład 14. Gęstość pary pewnego związku organicznego w stosunku do tlenu wynosi 1,8125. Określ masę molową tego związku.
Rozwiązanie. Masa molowa nieznanej substancji M x jest równa iloczynowi gęstości względnej tej substancji D przez masę molową substancji M, z której określa się wartość gęstości względnej:
M x = D · M = 1,8125 · 32 = 58,0.
Substancjami o ustalonej wartości masy molowej mogą być aceton, aldehyd propionowy i alkohol allilowy.
Masę molową gazu można obliczyć na podstawie jego objętości molowej w normalnych warunkach.
Przykład 15. Masa 5,6 litra gazu na poziomie gruntu. wynosi 5,046 g. Oblicz masę molową tego gazu.
Rozwiązanie. Objętość molowa gazu w temperaturze zerowej wynosi 22,4 litra. Dlatego masa molowa pożądanego gazu jest równa
M = 5,046 · 22,4/5,6 = 20,18.
Pożądanym gazem jest Neon.
Równanie Clapeyrona – Mendelejewa służy do obliczania masy molowej gazu, którego objętość jest podana w warunkach innych niż normalne.
Przykład 16. W temperaturze 40 o C i pod ciśnieniem 200 kPa masa 3,0 litrów gazu wynosi 6,0 g. Określ masę molową tego gazu.
Rozwiązanie. Podstawiając znane wielkości do równania Clapeyrona-Mendelejewa otrzymujemy:
M = mRT/PV = 6,0 · 8,31· 313/(200· 3,0)= 26,0.
Gazem, o którym mowa, jest acetylen C2H2.
Przykład 17. W wyniku spalenia 5,6 litra (n.s.) węglowodoru otrzymano 44,0 g dwutlenku węgla i 22,5 g wody. Gęstość względna węglowodoru w stosunku do tlenu wynosi 1,8125. Określ prawdziwy wzór chemiczny węglowodoru.
Rozwiązanie. Równanie reakcji spalania węglowodorów można przedstawić w następujący sposób:
C x H y + 0,5(2x+0,5y)O 2 = x CO2 + 0,5y H2O.
Ilość węglowodoru wynosi 5,6:22,4=0,25 mola. W wyniku reakcji powstaje 1 mol dwutlenku węgla i 1,25 mola wody, która zawiera 2,5 mola atomów wodoru. Podczas spalania węglowodoru w ilości 1 mola substancji otrzymuje się 4 mole dwutlenku węgla i 5 moli wody. Zatem 1 mol węglowodoru zawiera 4 mole atomów węgla i 10 moli atomów wodoru, tj. wzór chemiczny węglowodoru to C 4 H 10. Masa molowa tego węglowodoru wynosi M=4 · 12+10=58. Jego względna gęstość tlenu D=58:32=1,8125 odpowiada wartości podanej w opisie problemu, co potwierdza poprawność znalezionego wzoru chemicznego.
Zadanie 427.
Oblicz ułamki molowe alkoholu i wody w 96% (wagowo) roztworze alkoholu etylowego.
Rozwiązanie:
Ułamek molowy(N i) – stosunek ilości rozpuszczonej substancji (lub rozpuszczalnika) do sumy ilości wszystkich
substancje w roztworze. W układzie składającym się z alkoholu i wody ułamek molowy wody (N 1) jest równy
I ułamek molowy alkoholu 
, gdzie n 1 to ilość alkoholu; n 2 - ilość wody.
Obliczmy masę alkoholu i wody zawartej w 1 litrze roztworu, pod warunkiem, że ich gęstości są równe jednej z proporcji:
a) masa alkoholu:
b) masa wody:
Ilość substancji obliczamy ze wzoru: , gdzie m(B) i M(B) to masa i ilość substancji.
Teraz obliczmy ułamki molowe substancji:
Odpowiedź: 0,904; 0,096.
Zadanie 428.
666 g KOH rozpuszczonego w 1 kg wody; gęstość roztworu wynosi 1,395 g/ml. Znajdź: a) ułamek masowy KOH; b) molarność; c) molalność; d) ułamki molowe zasady i wody.
Rozwiązanie:
A) Ułamek masowy– stosunek masy substancji rozpuszczonej do całkowitej masy roztworu określa się ze wzoru:
Gdzie
m (roztwór) = m(H 2 O) + m(KOH) = 1000 + 666 = 1666 g.
b) Stężenie molowe (objętościowo-molarne) pokazuje liczbę moli substancji rozpuszczonej zawartej w 1 litrze roztworu.
Obliczmy masę KOH na 100 ml roztworu korzystając ze wzoru: wzór: m = P V, gdzie p to gęstość roztworu, V to objętość roztworu.
m(KOH) = 1,395 . 1000 = 1395 g.
Teraz obliczmy molarność roztworu:
Ile gramów HNO 3 przypada na 1000 g wody, obliczamy z proporcji:
d) Ułamek molowy (Ni) – stosunek ilości rozpuszczonej substancji (lub rozpuszczalnika) do sumy ilości wszystkich substancji w roztworze. W układzie składającym się z alkoholu i wody ułamek molowy wody (N 1) jest równy ułamkowi molowemu alkoholu, gdzie n 1 to ilość zasady; n 2 - ilość wody.
100 g tego roztworu zawiera 40 g KOH i 60 g H2O.
Odpowiedź: a) 40%; b) 9,95 mol/l; c) 11,88 mola/kg; d) 0,176; 0,824.
Zadanie 429.
Gęstość 15% (masowego) roztworu H 2 SO 4 wynosi 1,105 g/ml. Oblicz: a) normalność; b) molarność; c) molowość roztworu.
Rozwiązanie:
Znajdźmy masę rozwiązania korzystając ze wzoru: m = P V., gdzie P- gęstość roztworu, V - objętość roztworu.
m(H2SO4) = 1,105 . 1000 = 1105 g.
Masę H 2 SO 4 zawartego w 1000 ml roztworu oblicza się z proporcji:
Wyznaczmy masę molową odpowiednika H 2 SO 4 z zależności:
ME (V) - masa molowa równoważnika kwasu, g/mol; M(B) to masa molowa kwasu; Z(B) - liczba równoważna; Z (kwasy) jest równa liczbie jonów H+ w H 2 SO 4 → 2.
a) Stężenie równoważnika molowego (lub normalność) pokazuje liczbę równoważników substancji rozpuszczonej zawartej w 1 litrze roztworu.
B) Stężenie molowe
Teraz obliczmy molalność roztworu:
c) Stężenie molowe (lub molalność) pokazuje liczbę moli substancji rozpuszczonej zawartej w 1000 g rozpuszczalnika.
Znajdujemy, ile gramów H 2 SO 4 znajduje się w 1000 g wody, tworząc proporcję:
Teraz obliczmy molalność roztworu:
Odpowiedź: a) 3,38n; b) 1,69 mol/l; 1,80 mola/kg.
Zadanie 430.
Gęstość 9% (wagowo) roztworu sacharozy C12H22O11 wynosi 1,035 g/ml. Oblicz: a) stężenie sacharozy w g/l; b) molarność; c) molowość roztworu.
Rozwiązanie:
M(C12H22O11) = 342 g/mol. Znajdźmy masę roztworu korzystając ze wzoru: m = p V, gdzie p to gęstość roztworu, V to objętość roztworu.
m(C12H22O11) = 1,035. 1000 = 1035 g.
a) Masę C 12 H 22 O 11 zawartego w roztworze obliczamy ze wzoru:
Gdzie
- udział masowy substancji rozpuszczonej; m (in-va) - masa rozpuszczonej substancji; m (roztwór) - masa roztworu.
Stężenie substancji w g/l pokazuje liczbę gramów (jednostek masy) zawartych w 1 litrze roztworu. Zatem stężenie sacharozy wynosi 93,15 g/l.
b) Stężenie molowe (objętościowo-molarne) (CM) pokazuje liczbę moli rozpuszczonej substancji zawartej w 1 litrze roztworu.
V) Stężenie molowe(lub molowość) pokazuje liczbę moli substancji rozpuszczonej zawartej w 1000 g rozpuszczalnika.
Sprawdzamy, ile gramów C 12 H 22 O 11 znajduje się w 1000 g wody, tworząc proporcję:
Teraz obliczmy molalność roztworu:
Odpowiedź: a) 93,15 g/l; b) 0,27 mola/l; c) 0,29 mola/kg.
Nazywa się właściwości rozcieńczonych roztworów, które zależą tylko od ilości nielotnej substancji rozpuszczonej właściwości koligatywne. Należą do nich spadek prężności pary rozpuszczalnika nad roztworem, wzrost temperatury wrzenia i spadek temperatury krzepnięcia roztworu, a także ciśnienie osmotyczne.
Obniżenie temperatury zamarzania i zwiększenie temperatury wrzenia roztworu w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem:
T zastępca = = K DO. M 2 ,
T wyrko. = 
= K MI. M 2 .
Gdzie M 2 – molowość roztworu, K K. i K E – stałe rozpuszczalnika krioskopowego i ebulioskopowego, X 2 – ułamek molowy substancji rozpuszczonej, H pl. I H hiszpański – entalpia topnienia i parowania rozpuszczalnika, T pl. I T wyrko. – temperatury topnienia i wrzenia rozpuszczalnika, M 1 – masa molowa rozpuszczalnika.
Ciśnienie osmotyczne w rozcieńczonych roztworach można obliczyć za pomocą równania
Gdzie X 2 to ułamek molowy substancji rozpuszczonej i to objętość molowa rozpuszczalnika. W bardzo rozcieńczonych roztworach równanie to staje się Równanie van't Hoffa:
Gdzie C– molarność roztworu.
Równania opisujące właściwości koligatywne nieelektrolitów można również zastosować do opisu właściwości roztworów elektrolitów, wprowadzając współczynnik korygujący Van't Hoffa I, Na przykład:
= iCRT Lub T zastępca = iK DO. M 2 .
Współczynnik izotoniczny jest powiązany ze stopniem dysocjacji elektrolitu:
ja = 1 + ( – 1),
gdzie jest liczbą jonów powstałych podczas dysocjacji jednej cząsteczki.
Rozpuszczalność ciała stałego w roztworze idealnym w temperaturze T opisane Równanie Schroedera:
,
Gdzie X– ułamek molowy substancji rozpuszczonej w roztworze, T pl. – temperatura topnienia i H pl. – entalpia topnienia substancji rozpuszczonej.
PRZYKŁADY
Przykład 8-1. Oblicz rozpuszczalność bizmutu w kadmie w temperaturze 150 i 200 o C. Entalpia topnienia bizmutu w temperaturze topnienia (273 o C) wynosi 10,5 kJ. mol –1 . Załóżmy, że powstaje roztwór idealny i entalpia topnienia nie zależy od temperatury.
Rozwiązanie. Skorzystajmy ze wzoru 
.
W temperaturze 150°C 
, Gdzie X
= 0.510
W temperaturze 200°C 
, Gdzie X
= 0.700
Rozpuszczalność wzrasta wraz z temperaturą, co jest charakterystyczne dla procesu endotermicznego.
Przykład 8-2. Roztwór 20 g hemoglobiny w 1 litrze wody ma w temperaturze 25 o C ciśnienie osmotyczne 7,52 · 10 –3 atm. Określ masę molową hemoglobiny.
65 kg. mol –1 .
ZADANIA
- Oblicz minimalną pracę osmotyczną wykonaną przez nerki, aby wydalić mocznik w temperaturze 36,6 o C, jeśli stężenie mocznika w osoczu wynosi 0,005 mol. l –1, a w moczu 0,333 mol. l –1.
- 10 g polistyrenu rozpuszcza się w 1 litrze benzenu. Wysokość kolumny roztworu (gęstość 0,88 g cm–3) w osmometrze w temperaturze 25 o C wynosi 11,6 cm.Oblicz masę molową polistyrenu.
- Białko albuminy surowicy ludzkiej ma masę molową 69 kg. mol –1 . Oblicz ciśnienie osmotyczne roztworu 2 g białka w 100 cm 3 wody w temperaturze 25 o C w Pa i w mm kolumny roztworu. Przyjmij, że gęstość roztworu wynosi 1,0 g cm–3.
- W temperaturze 30 o C prężność pary wodnego roztworu sacharozy wynosi 31,207 mm Hg. Sztuka. Prężność pary czystej wody w temperaturze 30 o C wynosi 31,824 mm Hg. Sztuka. Gęstość roztworu wynosi 0,99564 g cm–3. Jakie jest ciśnienie osmotyczne tego roztworu?
- Osocze ludzkie zamarza w temperaturze -0,56 o C. Jakie jest jego ciśnienie osmotyczne w temperaturze 37 o C, mierzone przy użyciu membrany przepuszczalnej tylko dla wody?
- *Masę molową enzymu określono rozpuszczając go w wodzie i mierząc wysokość kolumny roztworu w osmometrze w temperaturze 20 o C, a następnie ekstrapolując dane do stężenia zerowego. Otrzymano następujące dane:
- Masę molową lipidu określa się na podstawie wzrostu temperatury wrzenia. Lipid można rozpuścić w metanolu lub chloroformie. Temperatura wrzenia metanolu wynosi 64,7 o C, ciepło parowania 262,8 cal. g –1 . Temperatura wrzenia chloroformu wynosi 61,5 o C, ciepło parowania 59,0 cal. g –1 . Oblicz stałe ebulioskopowe metanolu i chloroformu. Którego rozpuszczalnika najlepiej użyć do określenia masy molowej z maksymalną dokładnością?
- Oblicz temperaturę zamarzania wodnego roztworu zawierającego 50,0 g glikolu etylenowego w 500 g wody.
- Roztwór zawierający 0,217 g siarki i 19,18 g CS 2 wrze w temperaturze 319,304 K. Temperatura wrzenia czystego CS 2 wynosi 319,2 K. Stała ebulioskopowa CS 2 wynosi 2,37 K. kg. mol –1 . Ile atomów siarki znajduje się w cząsteczce siarki rozpuszczonej w CS 2?
- W 1000 g wody rozpuścić 68,4 g sacharozy. Oblicz: a) prężność pary, b) ciśnienie osmotyczne, c) temperaturę zamarzania, d) temperaturę wrzenia roztworu. Prężność pary czystej wody w temperaturze 20 o C wynosi 2314,9 Pa. Wody stałe krioskopowe i ebulioskopowe wynoszą 1,86 i 0,52 K. kg. mol –1 odpowiednio.
- Roztwór zawierający 0,81 g węglowodoru H(CH 2) nH i 190 g bromku etylu zamarza w temperaturze 9,47 o C. Temperatura krzepnięcia bromku etylu wynosi 10,00 o C, stała krioskopowa 12,5 K. kg. mol –1 . Oblicz n.
- Po rozpuszczeniu 1,4511 g kwasu dichlorooctowego w 56,87 g czterochlorku węgla temperatura wrzenia wzrasta o 0,518 stopnia. Temperatura wrzenia CCl 4 76,75 o C, ciepło parowania 46,5 cal. g –1 . Jaka jest pozorna masa molowa kwasu? Co wyjaśnia rozbieżność z rzeczywistą masą molową?
- Pewna ilość substancji rozpuszczona w 100 g benzenu obniża jego temperaturę zamarzania o 1,28 o C. Ta sama ilość substancji rozpuszczona w 100 g wody obniża swoją temperaturę zamarzania o 1,395 o C. Substancja ma normalną masę molową w benzen, a w wodzie całkowicie zdysocjowany. Na ile jonów dysocjuje substancja w roztworze wodnym? Stałe krioskopowe dla benzenu i wody wynoszą 5,12 i 1,86 K.kg. mol –1 .
- Oblicz idealną rozpuszczalność antracenu w benzenie w temperaturze 25 o C w jednostkach molalności. Entalpia topnienia antracenu w temperaturze topnienia (217 o C) wynosi 28,8 kJ. mol –1 .
- Oblicz rozpuszczalność P-dibromobenzen w benzenie w temperaturze 20 i 40 o C, przy założeniu, że powstanie idealny roztwór. Entalpia topnienia P-dibromobenzen w temperaturze topnienia (86,9 o C) wynosi 13,22 kJ. mol –1 .
- Oblicz rozpuszczalność naftalenu w benzenie w temperaturze 25 o C, zakładając, że tworzy się roztwór idealny. Entalpia topnienia naftalenu w temperaturze topnienia (80,0 o C) wynosi 19,29 kJ. mol –1 .
- Oblicz rozpuszczalność antracenu w toluenie w temperaturze 25 o C, zakładając, że tworzy się roztwór idealny. Entalpia topnienia antracenu w temperaturze topnienia (217 o C) wynosi 28,8 kJ. mol –1 .
- Oblicz temperaturę, w której czysty kadm pozostaje w równowadze z roztworem Cd – Bi, którego ułamek molowy Cd wynosi 0,846. Entalpia topnienia kadmu w temperaturze topnienia (321,1 o C) wynosi 6,23 kJ. mol –1 .
| C, mg. cm –3 | ||||
| H, cm |
