förberedande häfte i kemi

advertisement
FÖRBEREDANDE HÄFTE I
KEMI
Lisa Skedung
Skolan för Kemivetenskap
Reviderad maj 2015
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
FÖRORD
Välkommen till KTH och Skolan för Kemivetenskap. Du har spännande år framför dig med
intensiva studier som väntar på något av KTH:s program inom kemi- eller bioteknik.
Att få en bra start på studietiden och hänga med i studietempot från början är viktigt för att
känna en trygghet i studierna. Det gäller att vara väl förberedd genom att vara säker på den
grundläggande kemin från gymnasiet. Om du arbetar dig igenom detta häfte kan du repetera
sådant som du hunnit glömma bort, eller bekräfta det du redan kan.
I detta häfte finns grundläggande teori, uppgifter och lösningar till uppgifterna. Läs först
igenom teorin och gör sedan uppgifterna. Om du har fått fel på en uppgift, gå igenom
lösningen noga tills att du förstår. Om du har din bok i kemi kvar från gymnasiet kan du ha
den som uppslagsbok om det är något som du tycker är extra svårt.
Eftersom det inte är självklart att du har läst kemi B i gymnasiet kan vissa begrepp vara nya
och några uppgifter kan vara lite svåra. Jag har känt att jag ändå har behövt ta med dem för att
de är av sådan stor betydelse för de kommande kemistudierna på KTH.
Uppgifterna i häftet kommer dels från ett häfte som tidigare skickades ut, dels från olika
gymnasieböcker och från kursboken som ni kommer att ha i den första kursen i Kemi här på
KTH.
Jag har själv gått Kemi- och Kemiteknikprogrammet här på KTH och är väldigt nöjd med mitt
val av utbildning. Jag uppmanar dig, av erfarenhet, att repetera kemi innan du börjar, för med
en bra grund kommer studierna att gå så mycket lättare i början. Det kan vara klokt att starta
redan idag.
Stockholm juni 2007
Lisa Skedung
Civilingenjör i Kemi och Kemiteknik
Reviderad maj 2015
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
INNEHÅLL
1 GRUNDLÄGGANDE BEGREPP .................................................................................................................... 1
1.1 Atomens uppbyggnad ................................................................................................................................. 1
1.2 Periodiska systemet ................................................................................................................................... 1
1.3 Elektronstruktur ........................................................................................................................................ 2
1.4 Kemisk bindning ....................................................................................................................................... 4
1.4.1 Jonföreningar ...................................................................................................................................... 4
1.4.2. Kovalent bindning .............................................................................................................................. 4
1.4.3 Intermolekylära krafter........................................................................................................................ 5
1.5 Nomenklatur.............................................................................................................................................. 6
1.6 Massa, Substansmängd och Molmassa ...................................................................................................... 7
1.7 Beräkningar och omvandlingar mellan enheter ......................................................................................... 8
1.8 Avrundningar ............................................................................................................................................ 9
1.9 Prefix .......................................................................................................................................................... 9
1.10 Uppgifter ................................................................................................................................................ 10
2 REAKTIONSFORMLER ................................................................................................................................ 11
2.1 Molförhållande ........................................................................................................................................ 11
2.2 Balansering av reaktionsformler .............................................................................................................. 11
2.3 Utfällningsreaktioner ............................................................................................................................... 11
2.4 Syrabasreaktioner .................................................................................................................................... 12
2.5 Redoxreaktioner ...................................................................................................................................... 13
2.5.1 Oxidation och reduktion .................................................................................................................... 13
2.5.2 Att balansera redoxreaktioner ........................................................................................................... 14
2.6 Oxidationstal ........................................................................................................................................... 14
2.7 Uppgifter ................................................................................................................................................. 15
3 STÖKIOMETRISKA BERÄKNINGAR ......................................................................................................... 16
3.1 Kemiska formler ...................................................................................................................................... 16
3.2 Föreningars sammansättningar ................................................................................................................ 16
3.3 Molförhållanden vid en kemisk reaktion ................................................................................................. 16
3.4 Beräkningar av massor av ämnen som deltar kemiska reaktioner ............................................................ 16
3.5 Reaktionsutbyte ....................................................................................................................................... 17
3.6 Uppgifter ................................................................................................................................................. 18
4 HALTBESTÄMNINGAR ............................................................................................................................... 20
4.1 Lösningars halt ........................................................................................................................................ 20
4.2 Beredning av lösning ............................................................................................................................... 21
4.3 Spädning ................................................................................................................................................. 22
4.4 Titreringar ............................................................................................................................................... 22
4.5 Uppgifter ................................................................................................................................................. 24
5 IDEALA GASER ............................................................................................................................................ 26
5.1 Gaser ....................................................................................................................................................... 26
5.2 Allmänna gaslagen .................................................................................................................................. 26
5.3 Molvolym ................................................................................................................................................ 27
5.4 Stökiometriska beräkningar med gaser .................................................................................................... 28
5.5 Daltons lag............................................................................................................................................... 28
5.6 Uppgifter ................................................................................................................................................. 29
6 JÄMVIKTER................................................................................................................................................... 30
6.1 Reaktionshastighet .................................................................................................................................. 30
6.2 Kemisk jämvikt ....................................................................................................................................... 30
6.3 Jämvikt eller inte jämvikt?....................................................................................................................... 31
6.4 Förskjutning av en jämvikt ...................................................................................................................... 31
6.5 Löslighet ................................................................................................................................................. 32
6.6 Syror och baser ........................................................................................................................................ 33
6.7 Uppgifter ................................................................................................................................................. 34
7 TERMOKEMI OCH TERMODYNAMIK ..................................................................................................... 35
7.1 Entalpi och värme .................................................................................................................................... 35
7.2 Hess lag .................................................................................................................................................... 36
7.3 Värmekapacitet ........................................................................................................................................ 37
7.4 Entropi och molekylär oordning .............................................................................................................. 37
7.5 Fri energi och spontana processer ............................................................................................................ 38
7.6 Elektrokemiska celler ............................................................................................................................... 38
7.8 Uppgifter .................................................................................................................................................. 41
8 LÖSNINGAR .................................................................................................................................................. 43
9 KÄLLFÖRTECKNING .................................................................................................................................. 63
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
1 GRUNDLÄGGANDE BEGREPP
1.1 Atomens uppbyggnad
En atoms massa är koncentrerad i atomkärnan där de positiva protonerna och de neutrala
neutronerna finns. De negativt laddade elektronerna rör sig runt kärnan. Antalet protoner i
kärnan ger atomens atomnummer (Z). Eftersom en atom är elektriskt neutral har en atom
lika många elektroner som protoner. Neutroner (N) och protoner kallas för nukleoner, där
summan av antalet protoner och neutroner ger atomens masstal (A).
A=Z+N
Ett grundämne är ett ämne som består av atomer med samma atomnummer. Ett
grundämne med ett givet antal protoner och neutroner och kan skrivas:
A
ZX
238
t. ex. 11H, 126C, 31
15P, 92U
Ofta skrivs endast masstalet ut, t.ex. 12C eller 31P, eftersom informationen om
atomnumret finns i den kemiska symbolen.
Vissa grundämnen förekommer i olika varianter, t.ex. väte och klor. De olika
varianterna kallas för isotoper. Isotoper har samma antal protoner, men olika antal
neutroner, d.v.s. masstalet skiljer isotoperna åt. Antalet elektroner runt kärnan är samma
hos isotoper. Klor i naturen finns som en blandning av isotoperna 35Cl och 37Cl. I båda
fallen har de 17 protoner i kärnan, men den ena isotopen har 18 neutroner och den andra
isotopen har 20 neutroner i kärnan. Eftersom de kemiska egenskaperna bestäms av
elektronerna så har olika isotoper av samma grundämne samma kemiska egenskaper.
1.2 Periodiska systemet
Alla grundämnena finns ordnade i periodiska systemet, som är uppbyggt av 18 grupper och
7 perioder. Grundämnena är ordnade efter ökande kärnladdning eller atomnummer, där väte
har atomnummer 1, helium har atomnummer 2, litium har atomnummer 3 o.s.v. Ämnena i
varje grupp har besläktade egenskaper. I grupp 1 finns alkalimetallerna som är mjuka och
reagerar väldigt lätt med andra ämnen. Vid reaktionen med vatten bildas vätgas och lösningen
blir basisk av den bildade metallhydroxiden. De alkaliska jordartsmetallerna finns i grupp
2 och de är mindre reaktiva än alkalimetallerna. I grupp 17 finns halogenerna, d.v.s. fluor,
klor, brom och jod. Halogen betyder saltbildare och halogenerna reagerar lätt med metaller.
Ädelgaserna finns i grupp 18 och de är i gasform i rumstemperatur. De är stabila ämnen och
reagerar därför ogärna med andra ämnen. Grupp 3 till 12 innehåller övergångsmetallerna.
1
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Ämnena till vänster i periodiska systemet är metaller och ickemetallerna finns till höger. De
separeras av ett diagonalt band med halvmetallerna B, Si, Ge, As, Sb, Te och Po, se figur 1.
2
3
4
5
6
7
1
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
2
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
3
Sc
4
Ti
5
V
6
Cr
Y
Lu
Lr
Icke metaller
Metaller
Halvmetaller
Zr Nb Mo
Hf Ta W
Rf Db Sg
7
Mn
8
Fe
9
Co
10
Ni
11
Cu
12
Zn
13
B
Al
Ga
Tc
Re
Bh
Ru
Os
Hs
Rh
Ir
Mt
Pd
Pt
Ag
Au
Cd
Hg
In
Tl
14
C
Si
Ge
15
N
P
As
16
O
S
Se
17
F
Cl
Br
18
He
Ne
Ar
Kr
Sn
Pb
Sb
Bi
Te
Po
I
At
Xe
Rn
Figur 1: Periodiska systemet med färgindelning som illustrerar vilka grundämnen som är
metaller, halvmetaller och ickemetaller. Använd gärna detta periodiska system och öva på
vilka grundämnen som de kemiska symbolerna motsvarar.
1.3 Elektronstruktur
Elektronerna i atomen är fördelade på olika skal runt kärnan, där fördelningen kallas ämnets
elektronkonfiguration. Elektronskalen numreras inifrån kärnan och ut och betecknas K, L,
M, N o.s.v. där skalen i tur och ordning rymmer 2, 8, 18 och 32 elektroner. De olika skalen
motsvarar olika energinivåer hos atomen där avståndet mellan de olika energinivåerna svarar
mot bestämda energimängder. Elektroner kan hoppa från lägre till högre skal hos atomen om
rätt energimängd tillförs genom t.ex. strålning eller upphettning. Man säger då att atomen har
exciterats. Det exciterade tillståndet är instabilt, och när elektronen återgår till sitt
ursprungliga elektronskal, sänds motsvarande energi ut i form av elektromagnetisk
strålning, t.ex. synligt ljus eller ultraviolett ljus.
Natrium har atomnummer 11, vilket betyder att en natriumatom har 11 elektroner.
2 elektroner finns på K-skalet, 8 på L-skalet och 1 på M-skalet.
11Na
K 2eL 8eM 1e-
Figur 2: Elektronkonfigurationen för natrium.
Valenselektroner är antalet elektroner i det yttersta skalet, vilket betyder att natrium har
en valenselektron. Magnesium har 2 valenselektroner, svavel har 6 och klor har 7 stycken
valenselektroner.
17Cl
-
K 2e
L 8eM 7e-
K
L
M
12Mg
-
2e
8e2e-
Figur 3: Elektronkonfigurationen för klor och magnesium.
2
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Grundämnena i samma grupp i periodiska systemet har lika många valenselektroner (några
undantag finns när det gäller övergångsmetallerna). Antalet valenselektroner för grundämnena
i grupp 1-2 är lika med gruppnumret, och för grundämnena i grupp 13-18 är antalet
valenselektroner lika med gruppnumret minus tio. Övergångsmetallerna i grupperna 3-12 har i
allmänhet en eller två elektroner i det yttersta skalet.
I en atoms elektronformel anges atomens kemiska symbol och valenselektronerna. Varje
valenselektron anges med en prick runt tecknet. Väte har en valenselektron och helium har 2
stycken.

H
He


Det är valenselektronerna som är avgörande för de kemiska och fysikaliska egenskaperna hos
ett ämne, t.ex. kemisk bindning, uppbyggnad, färg och löslighet. Attraktionskraften mellan
den positiva kärnan och den negativa elektronen minskar ju längre bort från kärnan som
elektronen befinner sig. Det innebär att det krävs mindre energi att avlägsna en elektron ju
längre bort från kärnan den befinner sig.
Det är stabilt att ha det yttersta skalet fyllt med elektroner, d.v.s. att ha ädelgasstruktur. Vid
reaktioner mellan olika ämnen är strävan efter att nå ädelgasstruktur en stor drivkraft.
Ädelgaserna, som har sitt yttersta skal fullt, reagerar ogärna med andra ämnen.
Joniseringsenergin är den energi som krävs för att avlägsna en elektron från en atom. När en
elektron försvinner blir atomen positivt laddad. En elektriskt laddad atom kallas för en
atomjon. Om en atom i stället tar upp en elektron blir atomen negativt laddad. De
grundämnen som får ädelgasstruktur om elektroner försvinner från atomerna blir positivt
laddade joner, t.ex. magnesium, Mg2+, och natrium, Na+. Om klor tar upp en elektron nås
ädelgasstuktur och kloridjoner bildas, Cl-. Minnesregel: Det är positivt att ge bort
någonting.
En positivt laddad jon kallas för katjon och en negativt laddad jon kallas för anjon.
3
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
1.4 Kemisk bindning
När grundämnen reagerar med varandra bildas kemiska föreningar. Det är valenselektronerna,
d.v.s. elektronerna i det yttersta skalet, som deltar i reaktionen.
1.4.1 Jonföreningar
När natrium och klor reagerar med varandra överförs elektroner från natriumatomer till
kloratomer. Drivkraften för reaktionen är att atomerna strävar efter att nå ädelgasstruktur,
vilket är en stabil elektronkonfiguration. Det är speciellt grundämnena i grupperna 1, 2, 17
och 18 som har strävan att nå ädelgasstruktur.
Natriumatomerna har 11 protoner och när de avger en elektron var har de 10 elektroner kvar,
vilket gör att de totalt sett får en positiv enhetsladdning och betecknas Na+. Kloridjonerna har
17 protoner och när de tar upp en elektron ( 18 elektroner), får de totalt sett en negativ
enhetsladdning och betecknas Cl-. Natriumjoner och kloridjoner attraherar varandra eftersom
de har olika laddning, och jonerna binds samman med en jonbindning. Jonerna bildar en
jonkristall som utåt sett är oladdad. Jonföreningens formel skrivs med den positiva jonen
först, NaCl, och anger förhållandet mellan antalet positiva och negativa joner.
Jonföreningar kallas ofta för salter. Ett fast salt leder inte elektricitet, men ett salt i smält form
eller i vattenlösning leder elektricitet. Det är de fria jonerna som kan vandra och leda
elektricitet. Salters löslighet i vatten varierar, där alla natrium-, kalium-, och ammoniumsalter
samt alla nitrater är lättlösliga.
1.4.2. Kovalent bindning
En molekyl är en oladdad partikel som består av två eller flera lika eller olika atomer,
sammansatta till en självständig enhet, t.ex. Cl2, O2, N2, H2O, CO2, NH3 och NO3-.
Varje kloratom har sju valenselektroner och genom att ta upp en extra elektron når de
ädelgasstruktur. När två kloratomer binds ihop till en molekyl, bildar en elektron från varje
atom ett gemensamt elektronpar, som de båda atomerna utnyttjar och på så sätt uppnår
ädelgasstruktur. Det gemensamma elektronparet binder de två atomerna till varandra, där
bindningen kallas för kovalent bindning. När de två kloratomerna reagerar med varandra
frigörs energi, vilket betyder att klormolekylen är stabilare än de två atomerna för sig.
4
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Molekylföreningar kan innehålla dubbelbindningar och trippelbindningar. I en
dubbelbindning har atomerna har två gemensamma elektronpar och i en trippelbindning har
de tre gemensamma elektronpar. Koldioxid är en molekyl som innehåller två
dubbelbindningar.
Sulfatjonen, SO42-, är en sammansatt jon, som består av flera atomer som är sammanbundna
med kovalenta bindningar.
Elektronegativitet är ett mått på atomernas förmåga att attrahera elektroner. En sådan förmåga
har syre, kväve och halogenerna som är starkt elektronegativa ämnen. Om två olika atomer
med olika elektronegativitet binds samman, t.ex. HCl, kommer elektronerna i bindningen
förskjutas åt den atom som är mest elektronegativ. Molekylen får en pluspol och en minuspol
och bindningen blir en polär kovalent bindning.
1.4.3 Intermolekylära krafter
Förutom de starka intramolekylära bindningarna inom en molekyl, finns också krafter som
håller ihop de olika molekylerna, intermolekylära krafter, som är svaga bindningar. Krafter
mellan molekyler kan vara vätebindningar, van der Waalsbindningar och dipoldipolbindningar.
Dipol-dipolbindning verkar mellan polära molekyler, d.v.s. molekyler som har en pluspol och
en minuspol, t.ex. HCl, SO2 och CO. Den positiva änden av molekylen attraheras mot den
negativa änden på en annan molekyl.
Opolära molekyler binds samman med van der Waalsbindning, som är en mycket svag
bindning. Exempel på molekyler med van der Waalsbindning mellan molekylerna är N2, O2,
Cl2 och P4.
Vätebindningen verkar mellan molekyler som har en väteatom direkt bunden till syre, fluor
eller kväve, som är de mest elektronegativa grundämnena. Vattenmolekyler binds samman
med vätebindningar, där vätet i en molekyl binder till syret i en annan. Vätebindningar är
ganska starka bindningar och det är orsaken till att vatten har hög kokpunkt.
Vid smältning och kokning är det de svaga bindningarna som bryts, d.v.s. bindningarna
mellan föreningarna. Eftersom bindningarna mellan molekylföreningar är svagare än
bindningarna mellan jonföreningar, bryts de lättare och molekylföreningar har därför lägre
kokpunkt och smältpunkt. Många molekylföreningar är gaser eller vätskor vid
rumstemperatur, medan jonföreningar är fasta föreningar vid rumstemperatur.
5
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
1.5 Nomenklatur
De tre aggregationsformerna är fast (s), flytande (l) och gas (g). Om ett ämne finns i
vattenlösning skriver man (aq).
En blandning består av flera ämnen, t.ex. NaCl löst i vatten. Om beståndsdelarna går att se är
blandningen heterogen. Om beståndsdelarna inte går att se ens med mikroskop är blandningen
homogen. En homogen blandning kallas även för en lösning. Det ämne som finns i störst
mängd är lösningsmedel, ofta vatten. Om socker hälls i kallt vatten löser det sig inte så bra.
Om sockret i stället blandas med varmt vatten löser det sig mycket bättre. Lösligheten ökar i
regel med temperaturen.
Om en kemisk förening består av två grundämnen, börjar namnet på metallen om en sådan
ingår. Om föreningen består av två ickemetaller börjar namnet på det grundämne som ligger
längst till vänster i serien nedan. Till det andra grundämnet lägger man till ändelsen – id, t.ex.
bornitrid (BN), väteklorid (HCl) och magnesiumnitrid (Mg3N2).
B, C, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F
Grekiska räkneord kan användas för att namnge hur många atomer av varje grundämne som
ingår i formelenheten för ämnet, t.ex. kolmonoxid (CO), koldioxid (CO2) och
tetrafosforhexaoxid (P4O6). Räkneorden är 1 mono, 2 di, 3 tri, 4 tetra, 5 penta, 6 hexa, 7 hepta,
8 okta, 9 nona och 10 deka.
Negativa atomjoner slutar på –id. Negativa sammansatta joner slutar på –at eller på -it.
Lär dig namnen och de kemiska formlerna för föreningarna i tabellen på nästa sida.
6
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Tabell 1: Tabellen anger trivialnamn och kemiska formler på vanliga molekyler och joner.
Kemisk formel
HCl
HBr
H2SO4
HNO3
H3PO4
CH3COOH
OHHSO3HSO4SO42NO3HCO3CO32H2PO4HPO42PO43SO32FClBrIO2S2N3HHSNH4+
NO2O22CNCH3OH
C2H5OH
H2S
MnO4-
Trivialnamn
Väteklorid
Vätebromid
Svavelsyra
Salpetersyra
Fosforsyra
Ättiksyra
Hydroxidjon
Vätesulfitjon
Vätesulfatjon
Sulfatjon
Nitratjon
Vätekarbonatjon
Karbonatjon
Divätefosfatjon
Vätefosfatjon
Fosfatjon
Sulfitjon
Fluoridjon
Kloridjon
Bromidjon
Jodidjon
Oxidjon
Sulfidjon
Nitridjon
Hydridjon
Vätesulfidjon
Ammoniumjon
Nitritjon
Peroxidjon
Cyanidjon
Metanol
Etanol
Svavelväte
Permanganatjon
1.6 Massa, Substansmängd och Molmassa
Eftersom massan för varje atom är så liten har en särskild enhet för atommassor införts som
betecknas u. 1960 bestämdes att massan för en atom 12C ska vara exakt 12 u, vilket är mer
behändigt än att säga att massan är 1,67 ×10-24 g. Atommassorna för varje grundämne anges i
periodiska systemet.
Molekylmassan är summan av atommassorna för de atomer som ingår i molekylen, uttryckt
i enheten u.
Formelmassan är massan av en formelenhet, d.v.s. massan av de atomer eller joner som
ingår i formeln för det aktuella ämnet, uttryckt i enheten u. En formelenhet kan vara både
jonföreningar, molekylföreningar eller grundämnen.
7
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Substansmängden är ett mått på antalet formelenheter. Det finns samma antal formelenheter i
12 gram kol som i 63,5 g koppar och som i 32,0 g syre, O2. Eftersom antal atomer, joner och
molekyler som deltar i en reaktion är väldigt stort, har storheten substansmängd införts, som
är ett mer praktiskt mått på antalet atomer och molekyler. Substansmängden betecknas med
n och enheten anges i mol. 1 mol av ett ämne innehåller alltid lika många formelenheter som
det finns i 12 g 12C, d.v.s. 6,022×1023 stycken formelenheter. Talet är mätetalet i Avogadros
konstant, vilken betecknas NA. T.ex. innehåller 1 mol kol 6,022×1023 atomer och 1 mol syre
(O2) innehåller 6,022×1023 molekyler. Genom att multiplicera substansmängden (mol) med
Avogadros konstant (formelenheter/mol) beräknas antalet formelenheter.
Molmassan är atommassan uttryckt i g/mol och den betecknas Mv. Med hjälp av molmassan
kan man omvandla mellan substansmängd och massa, där beräkningarna mellan de tre
storheterna ska sitta i ryggmärgen.
Mellan storheterna massa, substansmängd och molmassa gäller sambandet
massa (g) substansmängd (mol) x molmassa (g/mol)
m n x M v
Egenskaper som kan mätas, t.ex. längd (l), massa (m) och molmassa (Mv) kallas för storheter.
Alla storheter bestäms av ett mätetal och en enhet. Molmassan har enheten g/mol och massan
kan ha enheten g. Om enheten ändras, så att massan anges i kg i stället, så ändras mätetalet.
En massa som är 2567 g, får mätetalet 2,567 kg om enheten ändras från g till kg, eftersom det
går 1000 g på ett kilogram. Se tabell 2 om prefix på nästa sida.
1.7 Beräkningar och omvandlingar mellan enheter
När beräkningar görs är det bra att först skriva upp hela uttrycket med värden och enheter.
Börja med att skriva upp det som är känt och skriv då ut både värdena och enheterna. Genom
förkortning av enheter ser man om det blir rätt enhet kvar på slutet, och man kan se om
beräkningen är rätt. Det är också bra att skriva ut vilket ämne enheten gäller för, eftersom det
bara går att stryka enheter om enheten avser samma ämne. Ta för vana att alltid göra en
enhetsanalys vid beräkningar för att undvika att göra slarvfel.
I uppgiften nedan ska massan koldioxid beräknas som bildas vid förbränning av C3H8. Genom
att skriva upp hela uttrycket först och förkorta enheter, så ser man att det bli gram kvar, vilket
är rätt eftersom det är massan som efterfrågas. Genom att räkna allt i ett uttryck blir det inte fel
i värdet för att man avrundat i de olika delberäkningarna.
Reaktionsformel för reaktionen:
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Omvandlar massa C3 H8 till mol C3 H8
⏞
Molmassa
Omvandlar mol C3 H8 till mol CO2
⏞
1 mol C H
massa CO2 = 100,0 g C3 H8 × 44,09 g C3 H8 ×
gCO2
⏞
3 mol CO2
1 mol C3 H8
3 8
Omvandlar mol CO2 till massa CO2
×
⏞
44,01 g CO2
1 mol CO2
=
Det går bra att räkna ut ett steg i taget, men genom att ställa upp hela beräkningen i ett uttryck
är det lättare att hålla ordning på enheterna.
8
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Ibland behöver man omvandla mellan olika enheter. Då använder man sig av en
omvandlingsfaktor. Man skriver upp enheterna och ser till att kunna stryka alla utom de
enheterna man vill ha kvar på slutet, d.v.s. det som efterfrågas.
Man vill kanske omvandla från 1,56 × 105 g till ton.
omvandlingsfaktor
⏞
1kg
Massa = 1,56 × 105 g ×
omvandlingsfaktor
⏞1ton
×
1000g
1000kg
= 0,156 ton
Man vill kanske omvandla från 0,025 liter (l) till ml.
omvandlingsfaktor
Volym = 0,025 liter ×
⏞ ml
1000
= 25 ml
1 liter
Man vill kanske omvandla från 45 m/s till km/h.
omvandlingsfaktor
omvandlingsfaktor
Hastighet =
45 m
s
×
3600 s
⏞
1h
×
⏞1 km
1000 m
= 160 km/h
1.8 Avrundningar
Efter att en beräkning gjorts måste svaret oftast avrundas. Avrunda uppåt om den sista siffran
är över 5 och nedåt om siffran är under fem. Ta med lika många värdesiffror som det minsta
antal i talets beskrivning. 14,348 cm3 avrundas till 14,3 cm3 om antalet värdesiffror ska vara
3, och till 14,35 cm3 om givna data hade fyra värdesiffror.
Antalet värdesiffror i 0,00751 är 3 stycken och antalet värdesiffror i 7,5010 är 5 stycken.
1.9 Prefix
Tabellen nedan visar vanliga prefix.
Prefix
G
M
k
d
c
m
µ
n
p
Namn
giga
mega
kilo
deci
centi
milli
mikro
nano
piko
Betydelse
109
106
103
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
Tabell 2: Tabellen visar vanliga prefix
9
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
1.10 Uppgifter
1:1
Ange beteckning och namn för atomerna som har masstalet 197 och 118 neutroner i
kärnan.
1:2
Hur många protoner, neutroner och elektroner finns i Uran, 238U-isotopen?
1:3
Ange antalet valenselektroner hos atomer av
a) syre
b) brom
c) kol
d) fosfor
1:4
Skriv formler och beräkna molekylmassa eller formelmassa för följande föreningar
a) salpetersyra
b) ammoniak
c) dikromtrioxid
1:5
Skriv formler och beräkna molmassan för följande föreningar
a) kalciumkarbonat
b) tetrafosfordekaoxid
c) väteperoxid
1:6
Omvandla volymen 7500 cm3 till enheten dm3.
1:7
Anta att en C vitamintablett innehåller 1,29 × 1024 väteatomer. Hur många mol
väteatomer motsvarar det?
1:8
Beräkna molmassan för natriumsulfat.
1:9
Beräkna massan av 1,23 mol järn.
1:10
Beräkna substansmängden i 15,0 g klor.
1:11
Med kemisk analys bestämdes att 2,556 g jodsyra innehåller substansmängden
0,01456 mol. Bestäm jodsyrans molmassa.
1:12
Vit fosfor består av P4-molekyler. Hur många molekyler finns det i 12,0 g vit fosfor?
1:13
En bomullstuss vägde 0,5 g. Bomull består av så gott som 100 % cellulosa,
(C6H10O5)n. Hur många kolatomer fanns i bomullstussen? [Uppgift från Elementa]
1:14
Ett bi som sticker utsöndrar ungefär 1 µ g isopentylacetat (C7H14O2), den ester som
luktar banan. Troligen sker detta för att andra bin ska känna doften och komma till
undsättning. Hur många molekyler av estern utsöndras vid ett typiskt bistick? [Uppgift
från Elementa]
10
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
2 REAKTIONSFORMLER
2.1 Molförhållande
Alkalimetallen natrium reagerar häftigt med vatten i en reaktion där vätgas och
natriumhydroxid bildas. Reaktionen är balanserad när antalet atomer av varje ämne är samma
på båda sidor om reaktionspilen. Siffran före varje förening kallas för stökiometrisk
koefficient, där koefficienten 1 inte skrivs ut. Aggregationsformerna för de ingående
föreningarna anges ofta inom parantes.
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 Na+ (aq) + 2 OH − (aq) + H2(g)
Två atomer av natrium reagerar med två vattenmolekyler och bildar två natriumjoner, två
hydroxidjoner och en molekyl vätgas. Eftersom samma antal formelenheter av olika ämnen
utgör lika stora substansmängder, kan man även säga att när två mol Na reagerar med 2 mol
H2O, bildas 2 mol NaOH och 1 mol H2. Den stökiometriska koefficienten anger därför
molförhållandet mellan de reaktanter och produkter som deltar i en kemisk reaktion.
2.2 Balansering av reaktionsformler
I de flesta reaktioner bryts kemiska bindningar i de ämnen som reagerar och nya bindningar
bildas hos produkterna. Det försvinner aldrig några atomer eller bildas nya atomer i en kemisk
reaktion. När antalet atomer av olika slag och laddning är detsamma på båda sidor om
reaktionspilen sägs reaktionsformeln vara balanserad.
Balansera reaktionsformler
1. Skriv upp reaktanterna till vänster och produkterna till höger om reaktionspilen.
2. Börja med att balansera det ämne som finns i minst antal molekylslag och balansera
det ämne som finns i flest molekylslag sist.
3. Verifiera att reaktionen är balanserad genom att räkna atomerna för varje ämne.
4. Kolla att den totala laddningen är samma på båda sidor om reaktionspilen.
5. Skriv ut aggregationsformerna för reaktanterna och produkterna.
2.3 Utfällningsreaktioner
När två saltlösningar blandas, kan en fällning av ett svårlösligt salt bildas. T.ex. när man
blandar lösningar av blynitrat och natriumfosfat, bildas en fällning av det svårlösliga saltet
blyfosfat. Lösningen som blir kvar består av natriumjoner och nitratjoner i huvudsak. Det
bildade saltet, fällningen, kan separeras från lösningen genom filtrering.
3 𝑃𝑏 2+ (𝑎𝑞) + 2 𝑃𝑂43− (𝑎𝑞) → 𝑃𝑏3 (𝑃𝑂4 )2 (𝑠)
När reaktionsformeln skrivs utelämnas de joner som inte deltar i reaktionen, s.k. ”åskådarjoner”.
Alla salter som innehåller natrium, kalium, ammonium samt nitrater är lättlösliga. Karbonater,
fosfater, sulfider och hydroxider är i regel svårlösliga. De lättlösliga salterna är oftast i lösning,
medan de svårlösliga tenterar att bilda en fällning. Genom att blanda en lösning som innehåller
saltets positiva joner med en annan lösning som innehåller saltets negativa joner kan saltet fås
som en fällning.
11
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
2.4 Syrabasreaktioner
En syra är en förening som kan avge en proton, d.v.s. en vätejon, H+.
När en syra reagerar med vatten bildas oxoniumjoner H3O+, när en proton överförs från
syremolekylen till vattenmolekylen. Det är oxoniumjonen som ger de sura egenskaperna.
Förenklat kan oxoniumjonen skrivas H+.
HCl(g) + H2 O(l) → H3 O+ (aq) + Cl− (aq) eller
HCl(g) → H + + Cl−
En bas är en förening som kan ta upp en proton, H+, t.ex. ammoniak eller hydroxidjonen.
När en bas reagerar med vatten tar basen upp en proton från vattenmolekylen och en
hydroxidjoner bildas. Det är hydroxidjonerna som ger de basiska egenskaperna.
NH3 (aq) + H2 O(l) → NH4+ (aq) + OH − (aq)
En stark syra är praktiskt taget helt joniserad i vattenlösning, d.v.s. så gott som alla
syramolekyler har förlorat sin proton till vattenmolekyler. Exempel på starka syror är HCl,
HBr och HNO3.
Svaga syror, t.ex. ättiksyra CH3COOH, är inte helt joniserade i vattenlösning, det finns
samtidigt både ättiksyramolekyler, CH3COOH(aq), och acetatjoner CH3COO- i lösningen.
Starka baser reagerar fullständigt med vatten och bildar OH--joner. Svaga baser t ex
ammoniak NH3 reagerar bara delvis med vatten, det finns samtidigt både ammoniakmolekyler
och ammoniumjoner NH4+ i lösningen.
När en syra reagerar med en bas kallas det för neutralisation. I rektionen bildas en vattenlösning av ett salt och vatten. En proton överförs från syran till basen. T.ex. när syran
väteklorid reagerar med basen natriumhydroxid, bildas vatten enligt reaktionsformeln nedan
och en vattenlösning av saltet natriumklorid. Natriumjoner och kloridjoner är åskådarjoner.
H + (aq) + OH − (aq) → H2 O(l)
12
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
2.5 Redoxreaktioner
2.5.1 Oxidation och reduktion
I en redoxreaktion överförs elektroner från ett ämne till ett annat. Det ämne som avger
elektroner oxideras och det ämne som tar upp elektroner reduceras. I en redoxreaktion måste
ett ämne ta upp elektroner samtidigt som ett annat ämne avger elektroner, och därför sker
både en oxidation och en reduktion samtidigt.
Oxidationsmedel är det grundämne som orsakar att ett ämne oxideras och själv reduceras,
t.ex. syre, svavel och halogenerna som är strakt elektronegativa och lätt drar till sig elektroner.
Halogenerna som har sju valenselektroner är oxidationsmedel som reduceras lätt eftersom de
genom att ta upp en extra elektron får ädelgasstruktur (8 elektroner i valensskalet).
Reduktionsmedel är det grundämne som är orsak till att ett annat grundämne reduceras och
själv oxideras, t.ex. kalium, natrium, kalcium, magnesium, kol, väte och aluminium.
Järn oxideras av klorgas till järnjoner samtidigt som klor reduceras till kloridjoner i reaktionen
nedan. Klor är orsaken till att järn oxideras och är därför oxidationsmedel. Järn är orsaken till
att klor reduceras och är reduktionsmedel.
Oxidation: 2 Fe → 2 Fe3+ + 6 e−
Reduktion: 3 Cl2 + 6e− → 6 Cl−
Summa: 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3(s)
Till vardags är syre är ett vanligt oxidationsmedel. Med hjälp av syret vi andas in, sker en
förbränning, oxidation, av maten vi äter till koldioxid och vatten. Vid eldning av ved, olja och
kol oxideras kolatomerna i bränslet till koldioxid. Klor är ett annat oxidationsmedel som
används i desinfektionsmedel eftersom det oxiderar bakterierna till döds.
Metallerna ordnas i den elektrokemiska spänningsserien efter reduktionsförmåga (se
nedan). Ämnena längs till vänster är bra reduktionsmedel och oxideras lätt. Alkalimetallerna
hamnar långt till vänster och de oxideras lätt, eftersom de har en stor drivande kraft att bli av
med sin elektron i det yttersta skalet och få ädelgasstruktur. Om t.ex. kopparjoner Cu2+ och
zinkmetall reagerar med varandra kommer zink att oxideras till Zn2+ och kopparjonerna
kommer att reduceras till Cu(s). Metallerna långt till höger har en väldigt liten tendens att
avge elektroner och bilda positiva joner. Metaller som står före väte kan reducera vätejoner
till vätgas.
K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
13
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
2.5.2 Att balansera redoxreaktioner
Redoxreaktioner balanseras genom att skriva två halvreaktioner, en för oxidationen och en för
reduktionen. De två halvreaktionerna balanseras var för sig, för att sedan adderas på slutet.
1.
2.
3.
4.
Identifiera vilket ämne som oxideras respektive reduceras.
Skriv skeletten för de två halvreaktionerna d.v.s. vilka ämnen som deltar.
Balansera alla atomslag i de två halvreaktionerna utom H och O.
Balansera O och H.
a. I sur lösning
i. Balansera O genom att addera H2O på den sida av halvreaktionen som
behöver O.
ii. Balansera H genom att lägga till H+ på den sida som behöver H.
b. I alkalisk lösning
i. Balansera O genom att addera H2O till den sida av halvreaktionen som
behöver O.
ii. Balansera H genom att addera en H2O på den sida som behöver H, och
för varje H2O som adderas, sätt en OH- på motsatt sida.
5. Balansera de elektriska laddningarna genom att använda elektroner. Det ska vara
samma laddning på båda sidor om pilen i varje halvreaktion. Elektroner är reaktanter i
reduktionsreaktionen och produkter i oxidationsreaktionen.
6. Multiplicera en eller båda halvreaktionerna med ett lämpligt tal så att antalet
elektroner i de två halvreaktionerna blir samma. De elektroner som avges i
oxidationen ska användas i reduktionen.
7. Summera de två halvreaktionerna till en reaktionsformel som inte innehåller några
elektroner, vilken blir den balanserade reaktionsformeln för redoxreaktionen.
2.6 Oxidationstal
För att hålla reda på elektronerna kan man tilldela varje grundämne ett oxidationstal, ofta
förkortat med OT, och som anges med romerska siffror.
Oxidationstalet är den laddning en atom i en jon eller molekyl skulle ha om samtliga
elektroner i bindningen tillhörde den mest elektronegativa atomen som deltar i bindningen.
Vid överskott på elektroner är laddningen negativ och vid underskott är laddningen positiv
Minnesregel: Det är positivt att ge bort något, t.ex. elektroner.
+IV -II
NO2
+III -II
NO2-
En ökning i oxidationstal innebär en oxidation.
En minskning i oxidationstal innebär en reduktion.
Oxidationstalen kan även användas för att namnge kemiska föreningar, t.ex. CuO,
koppar(II)oxid och Cu2O, koppar(I)oxid, där den romerska siffran i parentesen anger
oxidationstalet.
14
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
2.7 Uppgifter
Skriv reaktionsformler för nedan angivna reaktioner.
2:1
Svavel reagerar med syre under bildning av svaveldioxid.
2:2
Kol reagerar med syre under bildning av kolmonoxid.
2:3
Magnesiumklorid löses i vatten.
2:4
Butan, C4H10, förbränns till koldioxid och vatten.
2:5
Till en lösning av silvernitrat sätts kaliumkloridlösning.
2:6
Vattenlösningar av natriumfosfat och bly(II)nitrat blandas.
2:7
Vattenlösningar av ammoniumsulfid och kopparsulfat blandas.
2:8
Aluminium oxideras till aluminium(III)oxid av syrgas.
2:9
Oxalsyra (H2C2O4) oxideras i sur lösning till koldioxid av permanganatjoner som
reduceras till mangan(II)joner.
2:10
Till en lösning som innehåller tetraklorostannat(II)joner, SnCl2−
4 , och utspädd
saltsyra sätts dikromatjoner, Cr2 O2−
,
som
reduceras
till
krom(III)joner.
7
2:11
Permanganatjoner oxiderar sulfitjoner i alkalisk lösning under bildning av fast
mangandioxid och sulfatjoner.
2:12
Aluminiumpulver reducerar nitratjoner i alkalisk lösning till ammoniakgas varvid
tetrahydroxoaluminat(III)joner, Al(OH)4-, bildas.
2:13
Jod oxideras i alkalisk lösning till jodatjon, IO3-, av brom som reduceras till
bromidjon.
2:14
I bägare I, som innehåller kopparsulfatlösning, placeras en bit aluminium.
I bägare II, som innehåller aluminiumsulfatlösning placeras en bit koppar. I vilken
bägare sker en reaktion? Skriv reaktionsformel för reaktionen.
15
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
3 STÖKIOMETRISKA BERÄKNINGAR
3.1 Kemiska formler
En empirisk formel anger förhållandet mellan antalet atomer av de grundämnen som en
förening består av. En molekylformel anger det faktiska antalet av varje atom i en förening.
Exempelvis är den empiriska formeln för glukos CH2O, medan molekylformeln för glukos är
C6H12O6. Molekylformeln visar att varje glukos molekyl består av 6 kolatomer, 12
väteatomer och 6 syreatomer. Den empiriska formeln ska anges med minsta möjliga heltal av
atomerna.
3.2 Föreningars sammansättningar
Ett ämnes substansmängdsammansättning anges av formeln. Exempelvis består 1
mol kalciumnitrat, Ca(NO3)2 av 1 mol Ca, 2 mol N och 6 mol O.
Massammansättningen anger hur stor del av föreningens totala massa som kommer från
varje grundämne eller ämne. Massammansättningen kan beräknas från föreningens formel
och atomslagens molmassor. Utgå från 1 mol av ämnet och beräkna massan för varje ämne.
Masshalten av varje grundämne fås genom att dividera med den totala massan för
föreningen.
Den empiriska formeln bestäms utifrån massammansättningen och molmassorna av de
närvarande grundämnena.
3.3 Molförhållanden vid en kemisk reaktion
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
Om 1 mol O2 reagerar så bildas 2 mol H2O, d.v.s. molförhållandet för reaktionen
är
1 mol O2 ↔ 2 mol H2 ↔ 2 mol H2O
Vid stökiometriska beräkningar utnyttjas molförhållandet för att omvandla mellan kända och
okända substansmängder.
𝑁2(𝑔) + 3 𝐻2(𝑔) → 2 𝑁𝐻3(𝑔)
Om 5,0 mol NH3 produceras krävs 2,5 mol N2 (beräkning nedan).
Molförhållande
mol N2 = 5,0 mol NH3 ×
⏞1 mol N2
= 2,5 mol N2
2 mol NH3
3.4 Beräkningar av massor av ämnen som deltar kemiska reaktioner
1. Skriv den balanserade reaktionsformeln för reaktionen.
2. Beräkna molmassorna för aktuella ämnen.
3. Skriv upp molförhållandet.
4. Utgå från det kända för att beräkna det sökta med hjälp av molförhållandet
och molmassorna för de ingående komponenterna.
Molmassa A
mA
 n A
Molförhållande

Molmassa B
nB
 m B
16
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
3.5 Reaktionsutbyte
Vid syntes av ett ämne blir massan inte alltid så stor som beräknats enligt reaktionsformeln
för reaktionen, för det kan ske sidoreaktioner och ett ämne kan försvinna i lösning. Utbytet i
en reaktion kan därför bli mindre än 100 %. Genom att väga sin framställda produkt får man
det verkliga utbytet, som är den verkliga mängd produkt som har bildats i reaktionen.
Det teoretiska utbytet är den maximala mängd produkt som kan fås från en given mängd
reaktant. Det teoretiska utbytet baseras på att varje molekyl av reaktant reagerar och ger
produkt, samt att inga sidoreaktioner sker. Vid en syntes beräknas det teoretiska utbytet från
den mängd reaktanter som vägs in och används i syntesen.
För att beräkna det teoretiska utbytet måste man avgöra vilken reaktant som är den
begränsande reaktanten. Begränsande reaktant är den reaktant som tar slut först och det är
mängden begränsande reaktant som tillsammans med molförhållandet bestämmer det
teoretiska utbytet av en produkt.
Utbytet för reaktionen fås genom att dividera det verkliga utbytet med det teoretiska utbytet.
Massan av produkten som framställts
Utbyte =
⏞
Verkligt utbyte
Teoretiskt utbyte
⏟
Beränas utifrån invägda mängder av reaktanter i syntesen
Verkligt utbyte
Procentuellt utbyte = Teoretiskt utbyte × 100%
Det är viktigt att använda samma enhet, t.ex. g eller mol för både det verkliga och det
teoretiska utbytet.
17
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
3.6 Uppgifter
Fortsätt att skriva reaktionsformler. I detta avsnitt och följande betecknas massprocent med %
om inget annat anges.
3:1
Beräkna massammansättningen av kalciumnitrat.
3:2
En förening innehåller 32,2% Zr4+, 40,2% F- och resten K+. Bestäm den empiriska
formeln.
3:3
Hur många mol NH3 kan bildas av 2,0 mol H2 i följande reaktion om allt väte
reagerar?
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
3:4
Propan (C3H8) är ett vanligt bränsle. Beräkna massan koldioxid som bildas när 100 g
propan förbränns.
3:5
Järn kan framställas ur järn(III)oxid och kol enligt reaktionsformeln
2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2
Beräkna massan av det järn som kan framställas ur 75 g järn(III)oxid.
3:6
Beräkna massan av det kol som går åt för framställning av 2,5 kg järn i processen
ovan.
3:7
Metallen titan kan framställas ur titandioxid genom reduktion med aluminium varvid
aluminiumoxid (Al2O3) bildas. Skriv reaktionsformel för förloppet och beräkna hur
mycket titan som kan framställas ur 1,00 ton titandioxid.
3:8
När magnesium upphettas i kvävgas bildas magnesiumnitrid, Mg3N2.
Hur många gram magnesium åtgår för att framställa 75 g magnesiumnitrid?
3:9
Ammoniak framställs industriellt ur grundämnena genom reaktion i närvaro av en
katalysator (Fe + Al2O3) vid 500˚C och 300 bar:
N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g)
Hur stora massor kvävgas och vätgas krävs för att framställa ett ton ammoniak?
Bildad ammoniak avskiljs kontinuerligt medan kvävgas och vätgas som inte reagerat
återcirkuleras till reaktionskärlet. Vid beräkningen ovan kan du alltså anta att
reaktionen enligt formeln ovan sker fullständigt.
3:10
Fosfor kan framställas ur difosforpentaoxid genom reduktion med kol. Reaktionen
sker enligt formeln nedan. Beräkna massan av den fosfor som kan framställas ur 9,7 g
difosforpentaoxid. Utbytet är 78 %.
P2O5 + 5 C → 2 P + 5 CO
18
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
3:11
När 24,0 g kaliumnitrat upphettades med bly, bildades 13,8 g kaliumnitrit. Beräkna
utbytet för reaktionen.
Pb(s) + KNO3(s) → PBO(s) + KNO2(s)
3:12
Man blandar 45 g triklormetan, CHCl3, och 50 g brom, Br2, för att framställa
bromtriklormetan, CBrCl3, enligt formeln
CHCl3 + Br2 → CBrCl3 + HBr
Vilken är den största massan av bromtriklormetan man kan få?
3:13
Vätefluorid framställs genom att behandla flusspat, CaF2, med koncentrerad
svavelsyra. Skriv reaktionsformeln och beräkna hur mycket kalciumfluorid och 98,0
% svavelsyra som åtgår för att framställa 250 kg vätefluoridlösning som innehåller
38,0 % HF.
19
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
4 HALTBESTÄMNINGAR
4.1 Lösningars halt
Koncentration eller molaritet anger substansmängden löst ämne per volymenhet av
lösningen. En lösnings koncentration brukar anges i enheten mol/dm3 eller mol/l. Molariteten
anges i molar och betecknas M. En molar är lika med en mol/l. Koncentrationen eller
molariteten av en lösning är således antalet mol av löst ämne dividerat med lösningens volym
i liter. En lösning med koncentrationen 1 mol/dm3 innehåller 1 mol löst ämne per liter
lösning.
Koncentrationen kan även anges som massa löst ämne per volymenhet, och enheten är då
g/dm3.
Substansmängd (mol)
Koncentration (mol/l) 
Volym lösning (liter)
n
c 
V
1 liter = 1 dm3
1 ml = 1 cm3
1 dm3 = 1000 cm3
Molaliteten anger substansmängden löst ämne per kg lösningsmedel.
Molalitet 
n löst ämne

lösningsme del
 Vlösningsme del

Halter kan även anges i form av molbråk, viktbråk eller volymbråk. Alkoholhalten i vin, öl
och sprit anges ofta med volymbråk.
Molbråk =
Viktbråk =
nlöst ämne
ntotalt
mlöst ämne
Volymbråk =
mtot
Vlöst ämne
Vtot
Om sockerlag ska tillredas, löses socker i vatten. Om 10,0 g socker (C12H22O11) löses i 200 ml
vatten blir koncentrationen av sockret i lösningen.
⏞
n
V
m
MV
Dividerar med volymen
⏞
1 mol C12 H22 O11
c(C12 H22 O11 ) = 10,0 g C12 H22 O11
×
342 g C12 H22 O11
⏞1
200 ml
Omvandlar från ml till l
×
⏞
1000 ml
11
= 0,146
Koncentrationen av ett partikelslag, X, kan betecknas med en klammer.
I en lösning av magnesiumklorid, MgCl2, med koncentrationen 0,7 mol/l är [Mg2+] = 0,7 mol/l
och [Cl-] = 2 × 0,7 mol/l = 1,4 mol/l.
20
mol
l
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
4.2 Beredning av lösning
Att göra lösningar med en bestämd koncentration är något som en kemist måste kunna.
Att göra en lösning innebär ofta att ett fast ämne löses upp i ett lämpligt lösningsmedel.
1. Bestäm den volym lösning som ska beredas. Fundera på hur mycket som verkligen
behövs. Det är onödigt att göra för mycket lösning.
2. Beräkna massan av ämnet som ska vägas in utifrån den önskade koncentrationen och
volymen. (n = c × V, m = n × Mv)
3. Ämnet vägs upp noggrant på en våg och hälls ner i en mätkolv och löses i lite
lösningsmedel (ofta avjoniserat vatten). Om det är svårt att lösa upp ämnet kan det
vara nödvändigt att värma lösningsmedel i en bägare på en värmeplatta. Häll i det
värmda lösningsmedlet i mätkolven.
4. När allt ämne löst sig och lösningsmedlet svalnat fylls mätkolven upp till hälften.
Lösningen blandas noga genom att kolven vänds upp och ner och skakas ca 20 gånger.
Fyll på med lösningsmedel upp till märket och blanda igen.
5. Den exakta koncentrationen på lösningen beräknas från den noggranna mängd av
ämnet som vägdes in. Det kan vara bra att skriva på mätkolven vad det är för lösning
som finns i den och vilken koncentration, dels för att inte ta fel lösning och för att veta
vad det är för lösning om den spills ut på labbänken eller på golvet.
När man gör lösningar är det viktigt att man är noga med volymer och mängder. Därför ska
mätkolvar och pipetter användas. Mätcylindrar, bägare och E-kolvar kan användas om det inte
är så noga med att koncentrationen bli exakt.
Figur 4: Bild på bägare, E-kolv och mätkolv.
21
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
4.3 Spädning
Om man har en lösning med en viss koncentration av ett ämne och mer vatten eller annat
lösningsmedel tillsätts, så kommer koncentrationen av ämnet att minska. Den nya lösningen
innehåller samma antal molekyler av ämnet men volymen är större.
Det är vanligt att man först gör en lösning med en koncentration, som sedan används för att
göra mer utspädda lösningar. Ofta görs en s.k. stamlösning med relativt hög koncentration och
från den stamlösningen görs lösningar med lägre koncentration. Från stamlösningen förs en
viss volym över med pipett till en mätkolv. Fyll först halva kolven med lösningsmedel och
blanda noga genom att vända upp och ner på kolven ca 20 gånger. Fyll sedan på med
lösningsmedel upp till märket. Det är viktigt att blanda noga igen så att koncentrationen blir
samma i hela lösningen. Här är det viktigt att vara noga med volymerna.
Koncentrationen på stamlösningen är känd och ofta vet man vilken koncentration som man
vill ha och hur mycket av den nya lösningen som ska beredas. Då gäller det att beräkna den
volym som ska pipetteras från stamlösningen till den nya mätkolven.
n c1 V1 c 2 V2
Stamlösningen har koncentrationen c1 och den nya koncentrationen är c2. Om den nya totala
volymen är V2 ska man pipettera volymen V1 från stamlösningen för att få den sökta
koncentrationen, d.v.s. en mer utspädd lösning.
Man har en stamlösning av saltsyra med koncentrationen 4,0 M, och man vill göra en 2,5 dm3
saltsyralösning med koncentrationen 0,16 M. Då måste volymen som ska pipetteras från
stamlösningen beräknas.
V1
c2 ×V2
c1
1
⏞
⏞
Volym(4M HCl) = 0,16 M × 2,5 dm3 4,0 M = 0,10 dm3
Två blandningar med olika koncentrationen av samma ämnen kan blandas och en ny
koncentration av ämnet erhålls. Den nya koncentrationen beräknas genom att först beräkna
den totala substansmängden, (c1 × V1 + c2 × V2), och dividera sedan med den totala volymen
(V1 + V2).
4.4 Titreringar
En titrering är ett experimentellt förfarande för att bestämma koncentrationen av ett ämne i
lösning. Den lösning som ska koncentrationsbestämmas kallas för provlösning eller titrand,
och finns i en E-kolv. Från en byrett droppas titratorlösning ner i E-kolven, som är under
konstant omrörning. Titratorlösningen innehåller ett ämne som reagerar med det ämne som
finns i provlösningen. Koncentrationen på titratorlösningen ska vara noggrant känd.
Beroende på vilken typ av reaktion som sker vid titreringen talar man om syrabastitrering,
redoxtitrering och komplexometrisk titrering. I en syra-bas titrering, är titratorn en bas om
titranden är en syra, eller tvärtom.
22
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
I en titrering tillsätts titratorlösning droppvis till provlösningen, tills man når
ekvivalenspunkten. Vid ekvivalenspunkten har all titrator som tillsatts reagerat med all titrand
i provet, d.v.s. substansmängden tillsatt titrator är ekvivalent med substansmängden titrand
som fanns i provet.
För att indikera ekvivalenspunkten vid en syrabastitrering, används vanligen en
syrabasindikator, som ger ett tydligt färgomslag vid ekvivalenspunkten.
Procedur för att ställa en lösning
Att ställa en lösning betyder att lösningens koncentration bestäms.
1. Använd volymen av titratorn och dess koncentration för att beräkna antal mol titrator
som tillsattes från byretten.
2. Skriv en balanserad reaktionsformel och använd molförhållandet för att konvertera
antal mol av titratorn till antal mol av titranden.
3. Beräkna koncentrationen av titranden genom att dividera antal mol titrand med
volymen som fanns i kolven innan titrator började droppas ner i kolven.
4. Ibland efterfrågas massan av titranden, och då multipliceras substansmängden titrand
med dess molmassan i stället i steg 3.
23
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
4.5 Uppgifter
4:1
En student gjorde en lösning genom att lösa 1,345 g kaliumnitrat i 25,00 ml vatten.
Vilken koncentration fick lösningen?
4:2
Hur många mol sukros, C12H22O11, finns i 15 ml av en lösning med molariteten
0,10 M?
4:3
Kaliumpermanganat, KMnO4, är ett starkt oxidationsmedel som används till att rena
vatten. Anta att vi har en flaska med 0,0380 M KMnO4 och vill ta ut 0,760 mmol. Hur
stor volym av lösningen ska vi använda?
4:4
Beräkna massan fast bariumnitrat, Ba(NO3)2, som behövs om man vill bereda 0,50
dm3 bariumnitratlösning med koncentrationen 0,25 mol/dm3.
4:5
Till vilken volym ska man späda 15,0 cm3 svavelsyra med koncentrationen 2,00
mol/dm3 för att syran skall få koncentrationen 0,250 mol/dm3.
4:6
Beräkna hur stor volym som ska pipetteras från en 0,0380 M KMnO4 lösning för att
preparera 250 ml lösning med koncentrationen 0,0015 M.
4:7
Man behöver en lösning i vilken koncentrationen av nitratjoner är 0,2 mol/liter.
Vilken av lösningarna nedan ska man välja? [Uppgift från Elementa]
A
B
C
D
E
4:8
Koncentrerad saltsyra innehåller 37,0 % väteklorid och har densiteten 1,190 g/cm3.
Beräkna saltsyrans koncentration av väteklorid.
4:9
Luft har en ”medelmolekylvikt” på 29 g/mol.
Vilken molaritet har luft om dess täthet är 1,2×103 g/cm3? [Uppgift från Elementa]
4:10
Då man sätter utspädd svavelsyra till en bariumkloridlösning bildas en vit fällning av
svårlösligt bariumsulfat. Skriv reaktionsformel och beräkna hur stor massa
bariumsulfat man högst kan få, om man sätter svavelsyra till 150 cm3
bariumkloridlösning med koncentrationen 0,50 mol/dm3.
4:11
Anta att 25,00 ml av en lösning med oxalsyra (H2C2O4) titreras med 0,500 M NaOH
(aq) och att ekvivalenspunkten nås när 38,0 ml av basen har satts till lösningen.
Beräkna oxalsyralösningens koncentration.
24
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
4:12
Järnhalten i ett stålprov bestämdes på följande sätt. 0,246 g av provet vägdes upp och
löstes i utspädd svavelsyra varvid det bildades järn(II)joner. Lösningen titrerades med
kaliumpermanganat med koncentrationen 0,0200 mol/dm3 varvid det åtgick 38,2 cm3.
Järn(II)jonerna oxiderades då till järn(III)joner och permanganatjonerna reducerades
till mangan(II)joner. Skriv reaktionsformel och beräkna massprocenten järn i
stålprovet.
4:13
Vid analys av ett kloridhaltigt salt upplöstes 0,9873 g i vatten och lösningen späddes
till 250 cm3. 50,0 cm3 av denna lösning förbrukade 18,76 cm3 0,100 mol/dm3
silvernitratlösning. Skriv reaktionsformel för utfällningen av silverklorid och beräkna
det ursprungliga provets kloridhalt uttryckt i massprocent.
4:14
Av en mättad vattenlösning av kalciumhydroxid (s.k. kalkvatten) tar man ut ett prov
med volymen 50,0 cm3 och titrerar med saltsyra med koncentrationen 0,100 mol/dm3.
Det åtgår 19,6 cm3 saltsyra. Beräkna kalciumhydroxidens löslighet i g/dm3 ur dessa
experimentella data.
4:15
Vid rening av avloppsvatten använder man s.k. fällningskemikalie för att reducera bl.a.
halten av fosfat. En sådan fällningskemikalie har handelsnamnet AVR och består av
aluminiumfosfat och järn(III)sulfat i proportionerna
Al2(SO4)3·16H2O 85 %
Fe2(SO4)3·9H2O 15 %
Man gör en lösning som innehåller 106 g AVR/dm3. Beräkna koncentrationerna av
aluminiumjoner, järn(III)joner och sulfatjoner i lösningen.
4:16
En kemist vill undersöka renhetsgraden hos ett prov av nikotinsyra, C5H4NCOOH,
som är en enprotonig syra. Provet som har massan 0,456 g blandas med vatten och
titreras med 36,3 cm3 natriumhydroxidlösning med koncentrationen 0,1000 mol/dm3.
Beräkna massprocenten nikotinsyra i provet. Föroreningarna i provet förbrukar inte
någon natriumhydroxid.
4:17
Kiseltetraklorid är en vätska med densiteten 1,49 g/cm3. Den reagerar med vatten
enligt formeln:
SiCl4(l) + 2H2O → SiO2(s) + 4HCl(aq)
5,0 cm3 flytande kiseltetraklorid sattes till vatten. Lösningen filtrerades och volymen
justerades så att den blev 400 cm3. Vilken molaritet har den erhållna saltsyran?
[Uppgift från Elementa]
4:18
Hur stor volym svavelsyra (densitet 1,104 g/ml och 15,0 massprocent) går åt för att
framställa 18,7 g aluminiumsulfat enligt reaktionsformeln nedan? [Elementa]
2Al(s) + 3H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3H2(g)
4:19
För att analysera den anabola steroiden fluoxymesteron (C20H29FO3) framställdes en
standardlösning av detta ämne genom att lösa 10 g av ämnet och späda till 0,500 l.
100 µl av standardlösningen späddes till 100,0 ml. Beräkna den sistnämnda lösningens
molaritet. [Elementa]
25
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
5 IDEALA GASER
5.1 Gaser
Det finns många livsviktiga gaser, t.ex. syre (O2) som behövs för andning, koldioxid (CO2)
som behövs för fotosyntesen och ozon (O3) som skyddar oss mot skadlig UV-strålning. Av
grundämnena är N, O, H, He, F, Cl och ädelgaserna gaser under normala förhållanden, där
ädelgaserna är enatomiga och de andra sex är molekyler.
Molekylerna i en ideal gas antas inte ha någon egenvolym och påverkar inte varandra med
några krafter. Allmänna gaslagen, pV = nRT, gäller för ideala gaser, men för de flesta verkliga
gaser är allmänna gaslagen en bra approximation vid normalt tryck och normal temperatur
(1 atm och 0˚C).
En gas kan lösa sig i vatten, t.ex. är fiskarna beroende av att löst syre och vattenväxterna är
beroende av löst koldioxid. Lösligheten av en gas minskar med temperaturen och det är därför
som fiskar kan dö av syrebrist på sommaren när en sjö har värmts upp.
5.2 Allmänna gaslagen
En gasmolekyl är ständigt i rörelse och ändrar bara riktning när de kolliderar med en annan
molekyl eller med en behållares vägg, och därför kommer en gas i en behållare att uppta hela
behållarens volym. Eftersom det är mycket tomrum mellan gasmolekylerna går det lätt att
pressa samman en gas så att volymen blir mindre. En gas utövar ett tryck (kraft per ytenhet)
mot behållarens väggar genom att gasmolekylerna kolliderar med väggarna. Ju fler kollisioner
med väggarna och ju högre hastighet gasmolekylerna har desto högre blir trycket.
Antalet kollisioner med väggarna ökar ju fler gaspartiklar som finns i behållaren, vilket ger ett
högre tryck. Det betyder att trycket är proportionellt mot substansmängden gas,
p n (Avogadros princip).
Antalet kollisioner med väggarna ökar ju mindre volymen är, vilket betyder att trycket är
1
omvänt proportionellt mot volymen, p  (Boyles lag).
V
26
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Ju högre temperaturen är, desto fortare rör sig gasmolekylerna och det medför att antalet
kollisioner ökar, vilket betyder att trycket är proportionellt mot absoluta temperaturen, p T
(Charles lag).
Sambanden ovan mellan tryck, temperatur, volym och substansmängd kan sammanfattas i
gasernas allmänna tillståndslag även kallad allmänna gaslagen:
pV = nRT
Om SI-enheter används, så anges trycket (p) i Pascal, volymen (V) i m3, substansmängden (n)
i mol och temperaturen (T) i Kelvin. R är allmänna gaskonstanten där R = 8,3145 J mol-1 K-1
(1 J = 1 dm3 · kPa eller 1 m3 · Pa). Om volymen beräknas och man räknar med trycket i kPa är
det dm3 som man får ut, medan beräkning med Pa ger volymen i m3. Var noga med att
skriva upp alla enheter.
Om trycket är givet i en annan enhet än Pascal kan andra värden på R användas, men det är
bättre att räkna om trycket i Pascal och använda SI-enheter och R = 8,3145 J mol-1 K-1.
Andra användbara värden på R är
R = 0,083145 dm3 bar mol-1 K-1
R = 62,364 dm3 torr mol-1 K-1
R = 0,082058 dm3 atm mol-1 K-1.
När trycket anges i bar, torr eller atmosfärer kan det räknas om till pascal.
1 bar = 105 Pa = 100 kPa
1 atm = 1,01325 · 105 Pa = 101,325 kPa
1 torr = 133,322 Pa
Absoluta temperaturen (T) ges i Kelvin där:
T = t (˚ C) + 273,15
5.3 Molvolym
Molvolymen (Vm) anger hur stor volym en mol av en gas intar. Molvolymen kan beräknas
från molmassan (g/mol) och gasens densitet (g/dm3).
V
V
M
Vm = n = m/M = m/V =
M
ρ
Vid temperaturen 25˚C och trycket 1 bar (105 Pa) är molvolymen för en ideal gas Vm = 24,8
dm3/mol.
Densiteten för en gas är massan per volymenhet, och kan beräknas från trycket och
molmassan för gasen om temperaturen är känd.
V
Vm = n =
R×T
p
=
M
ρ
27
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Om man vill jämföra två gasers densitet med varandra för att se vilken som är lättast
respektive tyngst, är det bara att jämföra deras molmassor. Om jämförelsen ska göras med
luft, får man jämföra molmassan med medelmolmassan för luft, som är 29,0 g/mol.
Figur 5: Att varmluftsballongen kan lyfta beror på att luften inuti ballongen har högre temperatur,
och därmed lägre densitet än den omgivande luften.
5.4 Stökiometriska beräkningar med gaser
Det är viktigt att veta hur mycket gas som bildas i en reaktion, eftersom för mycket gas kan
innebära en explosionsrisk. Volymen gas som förbrukas, eller volymen gas som produceras i
en reaktion kan beräknas utifrån molförhållandet för reaktionen, om trycket och temperaturen
är konstant.
Molförhållande
Massa A
Mol A
Molmassa A
Mol B
Volym B
V = nRT/p
5.5 Daltons lag
Om flera gaser är blandade i en behållare, är gasblandningens totala tryck (p) lika med
summan av de tryck (deltryck eller partialtryck), som varje gas skulle utöva om den fanns
ensam i behållaren.
p = p1 + p2 +….
28
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
5.6 Uppgifter
Allmänna gaslagen förutsätts gälla i uppgifterna även om gaserna inte är ideala.
5:1
Hur stor volym upptar 1,00 kg kvävgas vid 25°C och trycket 1,00 bar?
5:2
Vid 20°C och totaltrycket 1,00 atm är partialtrycket av syrgas i atmosfären cirka 150
torr. Hur stor är koncentrationen i mol/dm3?
5:3
0,229 g av ett gasformigt ämne upptar volymen 148 cm3 vid temperaturen 40,0°C och
trycket 95,8 kPa. Beräkna ämnets molmassa.
5:4
Beräkna antalet molekyler i 1,00 mm3 vätgas vid 25°C och 101,3 kPa.
5:5
Man förbränner fullständigt 1,0 kg metan. Hur stor volym syrgas (25°C, 100 kPa) går
åt?
5:6
Natriumvätekarbonat sönderdelas vid upphettning till natriumkarbonat, koldioxid och
vatten. Hur stor volym koldioxid (20°C, 100 kPa) kan bildas av 125 g
natriumvätekarbonat?
5:7
Cyklopropan är en gas som används vid narkos. Gasens densitet är 1,56 g/dm3 vid
50°C och 0,997 bar. Cyklopropans empiriska formel är CH2. Beräkna dess
molekylformel.
5:8
Sprängämnet nitroglycerin, C3H5(NO3)3 är vid rumstemperatur en vätska som lätt
exploderar och då bildas koldioxid, kväve, syre och vatten.
a) Skriv reaktionsformeln för nitroglycerinets sönderfall
b) Beräkna det tryck som uppstår när 1,00 g nitroglycerin exploderar i en sluten
evakuerad behållare med volymen 250 cm3 om temperaturen blir 1950°C.
5:9
En doktorand i oorganisk kemi skulle upphetta 0,030 g svavel till 1 700°C i en sluten
tantaldegel, vars volym var 1,103 · 10–6 m3. Vilket tryck måste degeln klara, om man
räknar med att huvudmängden av svavlet föreligger som S2 i gasfas? [Uppgift från
Elementa]
5:10
En behållare på 200 ml innehåller 1,03 mg syrgas och 0,41 mg helium vid 15°C.
Beräkna partialtrycket för gaserna samt det totala trycket. [Uppgift från Elementa]
5:11
En radionuklid sönderfaller och emitterar -partiklar. Dessa uppsamlas som
heliumgas. Vid ett experiment erhöll man 12,06 ml heliumgas vid 765 mm Hg och
23C. Hur många atomer sönderföll under detta experiment? [Uppgift från Elementa]
5:12
En bit, som vägde 3,177 g, av ett metalliskt grundämne, M, fick reagera med 0,6015
dm3 syrgas av 1,000 atm tryck och 20,0 °C, varvid en metalloxid med formeln MO
bildades. Beräkna molmassan för metallen M och identifiera denna. [Uppgift från
Elementa]
29
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
6 JÄMVIKTER
Innehållet i följande kapitel kan vara nytt om du inte har läst Kemi B. Om så är fallet kan
teoridelen vara lite väl kortfattad för att kunna få en bra helhet. Läs gärna igenom kapitlet
ändå och gå igenom lösningarna till uppgifterna. Då har du i alla fall sett lite inför kurserna
som behandlar jämvikter. Det är inte lika viktigt att du går igenom detta kapitel som de andra.
6.1 Reaktionshastighet
Det är när reaktanterna kolliderar med varandra på rätt sätt som en reaktion sker. En ökad
koncentration gör att chansen för kollisioner mellan partiklarna ökar och hastigheten för
reaktionen ökar. En högre temperatur leder till att partiklarna rör sig snabbare och det sker ett
större antal kollisioner per tidsenhet, vilket innebär en ökad reaktionshastighet.
En katalysator är ett ämne som kan påskynda hastigheten på en reaktion utan att själv
förbrukas. Nästan alla reaktioner i levande organismer sker med hjälp av enzymer, som
fungerar som katalysatorer.
6.2 Kemisk jämvikt
En viktig industriell process är framställning av ammoniak (Haber-Boschmetoden) av väte
och kväve enligt reaktionsformeln:
N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g)
Hastigheten för reaktionen antas vara v1. När väte och kväve reagerar med varandra så
minskar deras koncentrationer och hastigheten för reaktionen kommer att minska med tiden.
Så fort ammoniakmolekyler har bildats börjar de sönderfalla med hastigheten v2.
Hastigheten ökar när koncentrationen av ammoniak ökar.
2 NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
När v1 = v2 är systemet i jämvikt. Reaktionerna fortsätter i båda riktningarna, men
koncentrationerna ändras inte. Jämvikten sägs vara dynamisk eftersom reaktionerna fortsätter.
Dubbelpilen markerar att det finns mätbara mängder av ämnen på båda sidor om
reaktionspilen.
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
Vid jämvikt råder ett samband mellan koncentrationerna för de ingående ämnena som ges av
jämviktsekvationen, även kallad massverkans lag. Produkten av koncentrationerna för ämnena
till vänster om pilarna ska skrivas i nämnaren och produkten av koncentrationerna av ämnena
till höger ska skrivas i täljaren. Koefficienterna i reaktionsformeln blir exponenter för
koncentrationerna i jämviktsekvationen. För reaktionen ovan gäller jämviktsekvationen:
[𝑁𝐻3 ]2
[𝑁2 ]×[𝐻2 ]3
=K

30
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
K kallas jämviktskonstanten och enheten beror på uttrycket. Skriv upp enheterna för
koncentrationerna och kom ihåg att vissa enheter har exponent. Jämviktskonstanten kan bli
bara ett mätetal.
Ett stort värde på K (K>>1) tyder på att nästan all reaktant har reagerat och bildat produkt vid
jämvikt. Omvänt, ett litet K (K<<1) innebär att mycket reaktant finns kvar och endast lite
produkt har bildats då jämvikten har ställt in sig.
6.3 Jämvikt eller inte jämvikt?
Tiden det tar för en reaktion att nå jämvikt kan variera mycket. För att se om ett system har
nått jämvikt eller inte, kan koncentrationskvoten Q beräknas. Koncentrationerna av de
ingående ämnena sätts in i uttrycket för jämviktsekvationen för den givna reaktionen. Den
beräknade koncentrationskvoten jämförs med jämviktskonstanten K.
[𝑁𝐻3 ]2
[𝑁2 ]×[𝐻2 ]3
=Q
Om Q = K, är systemet i jämvikt.
Om systemet inte är in jämvikt strävar det efter att nå jämvikt. De två motsatta reaktionerna
sker med olika hastigheter med en nettoreaktion som driver systemet mot jämvikt.
Om Q < K, nettoreaktionen går åt höger
Q måste öka för att systemet ska gå mot jämvikt. Q ökar om täljaren ökar och nämnaren
minskar, vilket är fallet om koncentrationerna av reaktanterna minskar och koncentrationerna
av produkterna ökar. Nettoreaktionen går åt höger.
Om Q > K, nettoreaktionen går åt vänster
Q måste minska för att systemet ska gå mot jämvikt. Q minskar om täljaren minskar och
nämnaren ökar, vilket är fallet om koncentrationerna av reaktanterna ökar och
koncentrationerna av produkterna minskar. Nettoreaktionen går åt vänster.
6.4 Förskjutning av en jämvikt
Det kan ibland vara önskvärt att förskjuta en jämvikt så att mer produkt bildas, speciellt om
reaktanterna är väldigt dyra. Att förskjuta en jämvikt kan göras genom en
koncentrationsförändring, temperaturförändring eller en ändring av trycket.
Om en jämvikt störs, sker en reaktion så att störningen motverkas, LeChateliers princip.
För jämvikten N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
Koncentrationsförändring:
reaktant  reaktionengår åt höger
reaktant  reaktionengår åt vänster
produkt reaktionengår åt vänster
produkt  reaktionengår åt höger
31
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Ett gassystem påverkas av en tryckändring om antalet molekyler är olika på båda sidor om
reaktionspilen. Om en jämvikt utsätts för en tryckförändring förskjuts jämvikten åt den sida
som har minst antal gasmolekyler.
I en exoterm reaktion avges värme och i en endoterm reaktion tas värme upp. Vid en
temperaturhöjning ökar hastigheterna för reaktionerna i båda riktningarna, men
hastighetsökningen blir störst för den endoterma reaktionen. Reaktionen nedan är exoterm.
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2 NH3(g) + värme
Om temperaturen höjs kommer reaktionen ovan att gå åt vänster, vilket medför att
jämviktskonstanten minskar med stigande temperatur för en exoterm reaktion. Om reaktionen
är endoterm ökar jämviktskonstanten vid en temperaturhöjning.
6.5 Löslighet
I homogena jämvikter är reaktanterna och produkterna i samma fas och i heterogena
jämvikter är reaktanterna och produkterna i olika faser. Ett fast ämne i jämvikt med en
lösning av ämnet är en heterogen jämvikt. Om ett överskott av ett salt löses upp i vatten i en
bägare, kommer inte allt salt att lösa sig utan en del kommer att förbli olöst på botten av
bägaren. Om ett överskott av blyklorid sätts till en bägare med vatten fås en jämvikt mellan
fast blyklorid och jonerna i lösningen.
PbCl2(s) ⇄ Pb2+ (aq) + 2 Cl− (aq)
[Pb2+ ]×[Cl− ]2
[PbCl2 (s)]
=K
Eftersom [PbCl2(s)] är konstant blir jämviktsekvationen
[Pb2+ ] × [Cl− ]2 = K × [PbCl2 ] = K s
Ks är en jämviktskonstant som kallas löslighetsprodukt och anges i mol/dm3.
Lösligheten för ett salt anges i mol/dm3 eller g/dm3 och kan beräknas med hjälp av
löslighetsprodukten.
Hur bra ett salt löser sig i vatten varierar kraftigt. För att se om ett salt kan falla ut om man
blandar saltets joner, kan koncentrationskvoten Q beräknas.
För att se om saltet blyklorid faller ut om en lösning med kloridjoner med en viss
koncentration blandas med en lösning som innehåller blyjoner beräknas koncentrationskvoten
och jämförs med löslighetsprodukten Ks.
PbCl2(s) ⇄ Pb2+ + 2 Cl−
Q = [Pb2+ ] × [Cl− ]2
Om Q > Ks för PbCl2(s) vid den givna temperaturen faller det svårlösliga saltet ut.
32
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
6.6 Syror och baser
En protolys (syrabasreaktion) innebär att protoner överförs från en syra till en bas.
Protolysreaktioner är jämviktsreaktioner. För en godtycklig syra, HA, gäller syrareaktionen:
HA + H2O ⇆ H3O+ + A−
−
Förenklat kan protolysreaktionen skrivas som nedan eftersom vattnets koncentration är
praktiskt taget konstant.
HA ⇆ H + + A−
[H+ ]×[𝐴− ]
[HA]
= K𝑎
Ka kallas syrakonstant och är ett mått hur stark en syra är och har enheten mol/dm3. Ju större
konstanten är desto mer protolyserad är syran, d.v.s. starkare.
pKa = - lg Ka
Ju lägre pKa, desto starkare är syran.
Syran och basen bildar ett syrabaspar. A- sägs vara den korresponderade basen till syran HA.
Det är vätejonerna som ger de sura egenskaperna, och pH är ett mått på surhetsgraden.
Hydroxidjonerna ger de basiska egenskaperna. Ett lågt pH innebär att lösningen är sur och ett
högt pH innebär att lösningen är basisk. En neutral lösning har pH 7.
[H + ] > [OH − ] → pH < 7 (sur lösning)
[H + ] < [OH − ] → pH > 7 (basisk lösning)
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH mol/dm3
Observera att pH är logaritmen för vätejonkoncentrationens mätetal.
33
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
6.7 Uppgifter
6:1
Vilka åtgärder kan man vidta för att öka den hastighet
varmed den kemiska reaktionen
X(s) + Y(aq) Z(g) + U(aq) äger rum? [Elementa] 6:2
Följande jämvikt har ställt in sig vid 500 K
PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g)
I blandningen är koncentrationen av fosforpentaklorid
0,25 mol dm-3, fosfortriklorid 0,50 mol dm-3 och klorgas
0,011 mol dm-3. Beräkna jämviktskonstanten. [Häfte]
6:3
1,00 mol koldioxid och 3,20 mol vätgas införs i en behållare med volymen 60 dm3.
Gasblandningen upphettas till en viss temperatur där ämnena reagerar enligt formeln
CO(g) + 2 H2(g) ⇆ CH3OH(g)
Vid jämvikt innehåller gasblandningen 0,40 mol metanol. Beräkna
jämviktskonstanten. [Häfte]
6:4
Vid 1100 K är jämviktskonstanten K = 25,0 för jämvikten
H2(g) + I2(g) ⇆ 2 HI(g)
I en jämviktsblandning är koncentrationen av väte 9,2 × 10-2 mol/dm3 och
koncentrationen av jod 2,0 × 10-3 mol/dm3. Beräkna koncentrationen av vätejodid.
6:5
För jämvikten nedan är jämviktskonstanten K = 3,5 (mol/dm3)-2 vid 1100 K.
N2(g) + 3H2(g) ⇆ 2NH3(g)
I en behållare om 2,0 dm3 införs 1 mol kväve, 1 mol väte och 1 mol ammoniak. Är
blandningen i jämvikt vid 1100 K? Om inte, åt vilket håll går reaktionen?
6:6
Beräkna lösligheten i g dm-3 för silverklorid AgCl(s) i vatten.
Löslighetsprodukten Ks = 2,0·10-10 M2
6:7
Silverbromids löslighetsprodukt är 7,7·1013 M2. Vad är lösligheten för silverbromid?
6:8
Lösligheten av Ag2CrO4 i vatten vid 25 ˚C är 0,0027 g per 100 ml. Beräkna
löslighetsprodukten Ks för silverkromat.
6:9
Man blandar 100 cm3 3,0·10-5 M bariumkloridlösning och 200 cm3 4,5·10-5 M
natriumsulfatlösning. Faller bariumsulfat ut? Ks för BaSO4(s) är 1,0·10-10 M2.
6:10
0,10 mol av en enprotonig organisk syra löses i vatten och späds till 1,0 dm3. Man
mäter pH-värdet till 1,70. Beräkna syrans Ka-värde.
34
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
7 TERMOKEMI OCH TERMODYNAMIK
Termokemi handlar om materia och molekylers energiinnehåll och om kemiska reaktioners
förmåga att ta upp eller avge värmeenergi. Den centrala storheten inom termokemin är entalpi
H. För att förstå varför kemiska reaktioner i regel sker spontant i ena eller andra riktningen
räcker det dock inte med att titta på entalpiändringen. Man måste också ta hänsyn till
förändringen av molekylers ordning eller oordning. Ett mått på molekylär oordning ges av
storheten entropi S. Tillsammans ger begreppen entalpi och entropi svar på frågan i vilken
riktning kemiska och fysikaliska processer strävar. Detta utgör den centrala delen av den
vetenskapliga disciplin som kallas termodynamik. Inom termodynamiken behandlas också
förutsättningarna för omvandlingar mellan olika energiformer såsom värme och arbete.
7.1 Entalpi och värme
Entalpi är ett mått på den energi som finns tillgänglig i materia och som kan avges eller upptas
i form av värme. Värme är en energiform som till exempel tas upp då fasta ämnen smälter eller
då vätskor förångas
H2O(s) + värme  H2O(l)
H = 6.0 kJ/mol
Att värme tas upp då is smälter innebär att vatten (H2O(l)) har ett högre energiinnehåll eller
entalpi än is (H2O(s)). Entalpin ökar därmed då is smälter och H = Hvatten – His > 0 för
ovanstående reaktion. Detta är ett exempel på en endoterm process. På motsvarande sätt avges
värme då en gas kondenserar eller en vätska fryser eller stelnar vilket ger H < 0. Detta är
exempel på en exoterm process. Entalpiändringen då 1 mol då vatten fryser till is är H = -6.0
kJ.
För övergångar mellan olika aggregationsformer (fast, flytande, gas) är det ändringen i styrka
av krafter mellan molekyler (intermolekylära krafter) som ger upphov till entalpiändringen.
Molekyler i fasta kristaller hålls ihop av attraktiva van der Waals krafter med negativ energi.
Då kristallerna smälter försvagas dessa attraktiva krafter och materians energiinnehåll eller
entalpi blir högre. Då en vätska förångas försvagas de intermolekylära krafterna ytterligare och
entalpin ökar ytterligare.
Vätgas och syrgas reagerar och bildar vatten är exempel
på en exoterm reaktion. Här får reaktionen katastrofala
följder 1937 när den vätgasdrivna tyska zeppelinaren
Hindenburg fattar eld.
35
”Den frysande bägaren” är resultatet av den
kraftigt endoterma reaktionen Ba(OH)2·8H2O(s) +
2NH4NO3(s)  Ba(NO3)2(s) + 2NH3(g) +
10H2O(l)
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Även kemiska reaktioner kan avge eller uppta värme. Bildandet av vattenånga då vätgas och
syrgas reagerar
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) + värme H = 2𝐻H2 O(𝑔) − 2𝐻H2 (𝑔) − 𝐻O2 (𝑔) = -486 kJ/mol
är ett exempel på en exoterm reaktion. I regel är den värmemängd som avges eller tas upp
större vid kemiska reaktioner än vid fasövergångar. Detta beror på att den energi som håller
ihop atomer i en molekyl, även kallad intramolekylära krafter, generellt är mycket starkare än
intermolekylära krafter. Entalpiändringen i samband med kemiska reaktioner kan räknas ut
från de olika molekylernas bindningsenergier. I ovanstående reaktion bryts 2 stycken H-H
bindningar (vardera 436 kJ/mol) och en O=O bindning (498 kJ/mol), medan det bildas 4
stycken H-O bindningar (vardera 464 kJ/mol). Ändringen i bindningsenergi ger således
entalpiändringen H = {reaktanter – produkter} = 2∙436 + 498 - 4∙464 = -486 kJ/mol.
7.2 Hess lag
Entalpi är en storhet som endast beror på vad man har från början (begynnelsetillstånd) och
vad man har på slutet (sluttillstånd), men inte på vägen eller sättet man tar sig från begynnelsetill sluttillstånd. Denna egenskap ger upphov till en räknelag som kallas Hess lag.
Jämför reaktionerna för bildning av vattenånga respektive vatten ur vätgas och syrgas
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) (1)
H1 = -486 kJ/mol
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
H2 = -572 kJ/mol
(2)
Om man kombinerar dessa reaktioner så att man subtraherar reaktion (2) från reaktion (1), dvs
(1) – (2), och sedan dividerar med 2 så får man
H2O(l)  H2O(g)
(3)
H3
Observera att minustecknet framför (2) innebär att reaktanter och produkter har bytt plats på
varsin sida om reaktionstecknet () i reaktion (2). Detta betyder att H2O(l) som står som
produkt i (2) hamnar som reaktant i (3). Lika många H2 och O2 finns då på reaktant- och
produktsidan vilket gör att dessa tar ut varandra och inte förekommer reaktion (3). Division
med en faktor två gör slutligen att de stökiometriska koefficienterna framför H2O(g) och
H2O(l) i reaktion (1) och (2) försvinner i (3). Enligt Hess lag kan man nu beräkna H3 enligt
H3 = (H1 - H2)/2 = (-486 – (-572))/2 = 43 kJ/mol
Med andra ord förångningsvärmet för vatten är 43 kJ/mol.
Reaktion (1) och (2) är exempel på bildningsreaktioner, dvs reaktioner där en kemisk förening
(H2O) bildas ur sina grundämnen i dess mest stabila form vid 25 °C och normalt lufttryck 1
atm (H2(g) och O2(g)). Bildningsentalpi brukar betecknas med index f från engelskans ord för
bildning (= formation). Det betyder att Hf(H2O(g)) = H1/2 = -243 kJ/mol och Hf(H2O(l)) =
H2/2 = -286 kJ/mol. Man kan visa att Hess lag alltid ger H(reaktion) = Hf(produkter) Hf(reaktanter) där eventuella stökiometriska koefficienter måste tas hänsyn till. Från tabeller
med bildningsentalpier för olika ämnen kan man med hjälp av Hess lag beräkna H för en
godtycklig kemisk reaktion.
36
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
7.3 Värmekapacitet
Materia och molekyler kan även ta upp (eller avge) värme utan att ändra aggregationsform
eller reagera i en kemisk reaktion. Den värmemängd som ett ämne, t ex vatten, kan ta upp för
en given temperaturökning bestäms av ämnets värmekapacitet som betecknas C. Storheten
värmekapacitet definieras enligt
𝐶=
𝑑𝐻 ∆𝐻
≈
𝑑𝑇 ∆𝑇
Speciellt vatten har en mycket hög värmekapacitet eller specifikt värme (= värmekapacitet
dividerat med massan), c = C/m = 4.18 J/g∙K, jämfört med andra ämnen. De allra flesta ämnen
har värden på C under 1 J/g∙K. Det höga värdet på vattens värmekapacitet är helt avgörande för
att liv kan existera på jorden på så sätt det bidrar med att minska temperaturskillnader mellan
dag och natt. På månen, där inget vatten existerar, varierar temperaturen från 100 °C på dagen
till –173 °C på natten. Den stora mängden vatten på jorden gör däremot att en stor mängd av
den strålningsenergi från solen som når jorden under dagtid, då strålningen är som störst, tas
upp av vattnet. På så sätt blir tempraturen betydligt lägre på dagarna. Samma energi kan sedan
avges då temperaturen sjunker på natten och på så sätt mildra temperatursänkningen.
7.4 Entropi och molekylär oordning
Både exoterma och endoterma reaktioner kan ske spontant. Det är alltså inte bara tecknet på
H eller styrkan i de bindingar som håller ihop atomer i en molekyl som bestämmer om en
kemisk reaktion sker spontant eller ej. För att förstå det senare fenomenet måste man ta hänsyn
till hur den molekylära ordningen eller oordningen förändras i en kemisk reaktion eller vid en
ändring av aggregationsform. Ett kvantitativt mått på molekylär oordning ges av en storhet
som kallas entropi och brukar betecknas S. S har enheten J/K (energi dividerat med temperatur)
och är en alltid positiv storhet. Stora värden på S betyder hög molekylär oordning, dvs S ökar
då den molekylära oordningen ökar. S = 0 för en perfekt ordnad samling molekyler som brukar
kallas för en perfekt kristall. Av detta följer att S är positiv då ett ämne smälter (en vätska är
mer oordnad än en fast kristall) eller förångas (gas mer oordnad än vätska). Detta stämmer
också överens med värdena för motsvarande entropiändringar. För vatten gäller
H2O(s)  H2O(l)
S = Svatten – Sis = 22 J/K∙mol > 0
H2O(l)  H2O(g) (3) S = Sånga – Svatten = 109 J/K∙mol > 0
Ökningen i molekylär oordning är alltså större vid förångning än vid smältning och detta gäller
inte bara för vatten utan för alla ämnen.
Även vid kemiska reaktioner ändras entropin. Betrakta reaktionen 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g).
Två vätgasmolekyler reagerar med en syrgasmolekyl och bildar två vattenångmolekyler. Det
vill säga antalet gasmolekyler minskar då tre mindre molekyler slås ihop och bildar två något
större molekyler. Man kan intuitivt förstå att större molekyler (dvs ett större antal atomer i
molekylen) betyder högre molekylär ordning och lägre entropi. Vi förväntar oss därför att
entropin minskar i samband med reaktionen vilket mycket riktigt stämmer
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) (1)
S = 2𝑆H2 O(𝑔) − 2𝑆H2 (𝑔) − 𝑆O2 (𝑔) = -89 J/K∙mol < 0
Vi kan jämföra denna gasfasreaktion med reaktionen då vätskeformigt vatten bildas istället för
vattenånga
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
(2)
S = -327 J/K∙mol < 0
37
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Vi ser att sänkningen i entropi är större för denna reaktion, dvs den molekylära ordningen ökar
(oordningen minskar) mer då vatten bildas istället för vattenånga. Huruvida entropin ökar eller
minskar i en kemisk reaktion, där minst en av reaktanterna eller produkterna är i gasfas,
bestäms av skillnaden i antal mol av gasmolekyler (ng) mellan produkter och reaktanter. För
reaktion (1) är ng = ng(produkter) – ng(reaktanter) = 2 - 3 = -1 < 0. Eftersom antalet
gasmolekyler minskar (ng är negativ) så minskar entropin (S är negativ). För reaktion (2) är
ng = 0 – 3 = -3. Eftersom minskningen i antal gasmolekyler är större i reaktion (2) så blir S
mer negativ för denna reaktion, dvs entropiminskningen är större i (2) än i (1).
7.5 Fri energi och spontana processer
Vad bestämmer då om en reaktion sker spontant eller ej? Detta visar sig bero på en
kombination av ändringarna i entalpi och entropi och kan sammanfattas i den kemiska
termodynamikens fundamentala ekvation
G = H – TS
G kallas Gibbs fria energi (med SI-enheten Joule J) och T är absoluta temperarturen (med
enheten Kelvin K). Kriteriet för en spontan process (t ex en kemisk reaktion eller en övergång
mellan olika aggregationsformer) är att Gibbs fria energi minskar i procesen, G < 0. Man kan
till exempel visa att G > 0 för övergången från is till vatten, H2O(s)  H2O(l), för
temperaturer T < 273 K (0 °C) vid normalt lufttryck (1 atm). Detta betyder att den omvända
processen, dvs vatten fryser till is, sker spontant vid temperaturer under 0 °C. Däremot gäller
att G < 0 då T > 273 K, vilket betyder att is spontant smälter vid temperaturer över 0 °C då
trycket är 1 atm. Vid smältpunkten T = 273 K är G = 0. Observera att värdet på G, enligt
ovanstående ekvation, är mycket känsligt för ändringar i temperatur.
Huruvida en reaktion sker spontant eller ej beror alltså på en kombination av entalpi
(bindningsenergi) och entropi (molekylär oordning). Vi ser att ändringen i fri energi alltid
minskar (G < 0) om H < 0 och S > 0. Reaktionen är då driven av både entalpi och entropi.
G < 0) om både entalpi och entropi minskar (H < 0 och
S < 0) förutsatt att H är mer negativ än produkten TS. Denna typ av reaktioner brukar man
kalla entalpidrivna. För en tredje variant av spontana reaktioner gäller att både entalpi och
entropi ökar (H > 0 och S > 0) där produkten TS är större än H. Denna typ av reaktion
sker spontant (G < 0) trots att den är endoterm, dvs den tar upp värme så att tempreaturen i
den närmsta omgivningen sjunker. Denna reaktion drivs istället av att den molekylära
oordningen ökar och är ett exempel på en entropidriven reaktion.
7.6 Elektrokemiska celler
Elektrokemiska celler kännetecknas av en kemisk process, vanligtvis en kemisk reaktion, där
kemisk energi kan omvandlas till elektrisk energi. Alla elektrokemiska celler karakteriseras
därför av en viss kemisk reaktion som kallas cellreaktion. Elektrokemiska celler brukar delas
in i två huvudtyper. Cellreaktionen i galvaniska celler, t ex batterier eller bränsleceller, sker
spontant (G < 0) och energi kan utvinnas i form av elektriskt arbete. I elektrolysceller sker
cellreaktionen inte spontant (G > 0) och man måste därför tillföra energi i form av elektiskt
arbete för driva den kemiska cellreaktionen i motsatt riktning till den spontana. Ett vanligt
exempel på en eletrolyscell är framställning av metalliskt aluminium från aluminiummineral.
Detta är en mycket energikrävande process.
38
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Exempel på en galvanisk cell
Figuren visar ett exempel på en galvanisk cell. Den består av en kopparstav som är nedsänkt i
en lösning av kopparsulfat och en silverstav som är nedsänkt i silvernitratlösning. De båda
metallstavarna utgör cellens elektroder. Genom att sammankoppla de båda elektroderna med
en kabel får man elektroner och en elektrisk ström att flyta genom cellen.
Den galvaniska cellen drivs av cellreaktionen
Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s)
Denna reaktion är spontan eftersom silver är en ädlare metall än koppar. Med andra ord silver
står till höger om koppar i den så kallade elektrokemiska spänningsserien.
Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb ... H ... Cu, Hg, Ag, Pt, Au
⤌ oädlare metaller
ädlare metaller ⤍
En cellreaktion kan alltid delas upp i två halvreaktioner. Vid minuspolen i en galvanisk cell
sker alltid en oxidation, i det här fallet kopparmetall som oxideras till kopparjoner
Cu(s)  Cu2+(aq) + 2eVid pluspolen sker reduktion av silverjoner till metalliskt silver
2Ag+(aq) + 2e-  2Ag(s)
Summerar man de båda halvreaktionerna får man den totala cellreaktionen. Det betyder att
elektronerna som bildas vid oxidationen och som förbrukas vid reduktionen måste ha samma
stökiometriska koefficient för att elimineras i cellreaktionen. Den elektrod där oxidation äger
rum utgör anoden (kopparstaven i detta fall) medan reduktionshalvreaktionen äger rum vid
katoden (silverstaven i detta fall). Denna definition gäller både för en galvanisk cell och för en
elektrolyscell. Däremot beror laddningen av polerna på om man har en galvanisk cell eller en
elektrolyscell. Anoden är minuspol och katoden pluspol i en galvanisk cell medan anoden är
pluspol och katoden minuspol i en eletrolyscell.
39
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Det maximala elektiska arbete som kan utvinnas ur en galvanisk cell ges av ändringen i Gibbs
fria energi för cellreaktionen
Wmax = |G|
G kan beräknas från H och S som beskrivits ovan men ges även av sambandet
G = nFE
där n är antal mol elektroner som överförs i cellreaktionen (för 1 mol cellreaktion är alltså n =
2 i exemplet ovan). E är cellspänningen eller emk för cellen, dvs den spänning man mäter upp
mellan anod och katod. F = 96485 C/mol kallas för Faradays konstant och motsvarar helt
enkelt laddningen av 1 mol elektroner. Observera att G alltid har ett negativt värde för
cellreaktionen i en galvanisk cell (cellreaktionen sker spontant), därav minustecknet på höger
sida i ekvationen.
Vad som gör elektrokemiska celler viktiga ur teknisk synpunkt är att en del av den kemiska
energi som finns lagrad i kemiska bindningar, och frigörs vid en kemisk reaktion, kan
omvandlas till elektriskt arbete (även kallat nyttig energi). Om man tillsätter kopparmetall till
en silvernitratlösning, så kommer reaktionen Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s) att äga
rum spontant. Detta är en exoterm reaktion (H = -146 kJ/mol) vilket innebär att 146 kJ värme
frigörs för varje mol koppar som reagerar om man låter reaktionen ske spontant i en lösning,
och inte i anslutning till en galvanisk cell. Om man däremot låter samma reaktion äga rum i en
galvanisk cell så kan en del av denna energi tas ut i form av elektriskt arbete. Ändringen i
Gibbs fria energi för reaktionen är G = -89 kJ/mol vilket betyder att maximalt 89 kJ elektriskt
arbete kan utvinnas för varje mol koppar som reagerar. Med andra ord, maximalt 61 % (=
89/146∙100 %) av den kemiska energi som är lagrad i silver och koppars metallbildningar,
samt silver- och kopparjoners bindning till vattenmolekyler, kan omvandlas till elektrisk nyttig
energi. I praktiken är denna siffra betydligt lägre på grund av olika typer av energiförluster
som uppstår i verkliga batterier och bränsleceller.
40
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
7.8 Uppgifter
7:1 Beräkna entalpiändringen för reaktionen
H2(g) + Br2(g)  2HBr(g)
med hjälp av bindningsenergierna i tabellen.
Bindning (ämne)
H-H (H2)
Br-Br (Br2)
H-Br (HBr)
Bindningsenergi
(kJ/mol)
436
193
366
Är reaktionen exoterm eller endoterm?
7:2 Man spolar en konstfrusen isbana med storleken 20×40 m2 så att banan täcks av ett 10
mm tjockt lager vatten.
a) Beräkna det värme som avlägsnas från vattnet om man sänker dess temperatur från 25
till 0 °C. Det specifika värmet för vatten är C = 4.18 J/g∙K. Vattnets densitet är 1.0
g/cm3.
b) Beräkna det värme som avlägsnas då vattnet fryser till is. Vattnets smältentalpi är 6.0
kJ/mol.
c) Värmet avlägsnas genom att freon (CCl2F2) förångas och på så sätt tar upp samma
värmemängd. Beräkna massan av det Freon som måste förångas för att vattnet ska
frysas till is. Förångningsentalpin för freon är H = 18.8 kJ/mol.
7:3 Kvävgas oxiderar till kväveoxid
N2(g) + O2(g)  2NO(g)
H1 = 180.5 kJ/mol
Som sedan oxiderar vidare till kvävedioxid
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
H2
Beräkna H2 givet att
N2(g) + 2O2(g)  2NO2(g)
H3 = 66.4 kJ/mol
7:4 Jämför bränslena naturgas (CH4), bensin (C8H18) och etanol (C2H5OH) ur energisynpunkt
genom att betrakta deras förbränning med syrgas till koldioxid och vatten. Hur mycket
värme frigörs vid förbränning av 1.0 gram av vart och ett av ämnena. Använd
bildningsentalpier givna i nedanstående tabell.
Ämne
C8H18(l)
C2H5OH(l)
CH4(g)
CO2(g)
H2O(l)
O2(g)
Hf (kJ/mol)
-249.9
-277.7
-74.9
-393.5
-285.8
0.0
41
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
7:5 Vattenmolekyler kan binda till kopparsulfat i ett kristallint ordnat gitter och bilda en så
kallad kristallvattenförening, kopparsulfat penthydrat, med en karakteristisk blå färg. Om
man värmer saltet i en brännare frigörs vatten enligt reaktionen
CuSO4∙5H2O(s)  CuSO4(s) + 5H2O(g)
och dehydrerat kopparsulfat som har en gråvit färg bildas.
a) Beräkna H för reaktionen genom att använda nedanstående data.
Ämne
CuSO4∙5H2O(s)
CuSO4(s)
H2O(g)
Hf (kJ/mol)
-2280
-771
-242
b) Är entropiändringen S för reaktionen är positiv eller negativ? Motivera ditt svar.
7:6 Beräkna G för följande reaktioner vid 25 °C och avgör om de sker spontant eller ej. För
reaktioner som sker spontant, avgör om de är drivna av entalpi eller entropi.
a) CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g)
H = -41.2 kJ/mol, S = -42.1 J/K∙mol
b) N2(g) + O2(g)  2NO(g)
H = 180.8 kJ/mol,
c) 2NO(g) + 2CO(g)  N2(g) + 2CO2(g)
H = -746.5 kJ/mol, S = -197.68 J/K∙mol
d) SO3(g) + H2O(g)  H2SO4(l)
H = -176.5 kJ/mol, S = -288.9 J/K∙mol
S = 24.5 J/K∙mol
7:7 Följande reaktioner har negativt G och sker därför spontant vid rumstemperatur. Avgör
om de är drivna av entalpi, entropi eller både entalpi och entropi. Motivera dina svar.
a) H2O(g)  H2O(l)
(vid 25 °C)
b) C(s) + O2(g)  CO2(g)
c) H2O(l)  H2O(s)
(vid -18 °C)
d) Pb(N3)2(s)  Pb(s) + 3N2(g)
e) Mg(s) + I2(s)  MgI2(s)
f)
(H = -469 kJ/mol)
(H = -367 kJ/mol)
2NO2(g)  N2O4(g) (H = -57 kJ/mol)
g) Ag+(aq) + Cl- (aq)  AgCl(s)
h) C(diamant)  C(grafit)
(H = -2 kJ/mol, S = 3 J/K∙mol)
7.8 Avgör om följande cellreaktioner är möjliga i en galvanisk cell vid 25 °C.
Motivera dina svar.
a) Mg(s) + Cu2+(aq)  Mg2+(aq) + Cu(s)
b) Fe3O4(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) H = -13.6 kJ/mol, S = -0.4 J/K∙mol
c) Al2O3(s)  Al(s) + O2(g)
H = 3351.4 kJ/mol, S = 626.4 J/K∙mol
d) Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+ + H2(g)
42
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
8 LÖSNINGAR
1:1
Atomnummer Z A - N 197 -118 97
197
79Au guld
1:2
Masstalet är 238, så det totala antalet nukleoner är 238. Uran har Z = 92, så kärnan
består av 92 stycken protoner. Antalet neutroner är 238 – 92 = 146. Atomen är neutral
och måste därför innehålla 92 elektroner för att balansera laddningen från kärnan.
238
U har alltså 92 protoner, 146 neutroner och 92 elektroner.
1:3
a) 6 b) 7 c) 4 d) 5
1:4
a) HNO3, (1,0079 + 14,0067 + 3 × 15,9994) u = 63,01 u
b) NH3, (14,0067 + 3 × 1,0079) u = 17,03 u
c) Cr2O3, (2 × 51,9961 + 3 × 15,9994) u = 151,19 u
1:5
a) CaCO3, (40,078 + 12,011 + 3 × 15,9994) g/mol = 100,09 g/mol
b) P4O10, (4 × 30,9738 + 10 × 15,9994) g/mol = 283,89 g/mol
c) H2O2, (2 × 1,0079 + 2 × 15,9994) g/mol = 34,01 g/mol
1:6
a) Volym = 7500 cm3 × 1000 cm3 = 7,5 dm3
1 dm3
Avogadros konstant
⏞
1 mol H
1:7
Substansmängd H = 1,29 × 1024 atomer × 6,0221×103 atomer =2,14 mol H
1:8
Sulfatjonen har laddningen -2 och natriumjonen har laddningen +1. Kemiska formeln
för natriumsulfat är Na2SO4. I mol Na2SO4 innehåller 2 mol Na, 1 mol S och 4 mol O.
Molmassa (Na2SO4) = (2 × 22,99 + 1 × 32,08 + 4 × 16,00) g/mol = 142,06 g/mol
1:9
Molmassa Fe = 55,85 g/mol
n
massa Fe = ⏞
1,23 mol Fe ×
1:10
MV
⏞
55,85 g Fe
mol Fe
=68,7 g Fe
Molmassa Cl = 35,45 g/mol
m
MV
⏞
1 mol Cl
Substansmängd Cl = 15,0 g Cl × 35,45 g Cl =0,423 mol Cl
1:11
Molmassa 
2,556 g jodsyra
175,5 g/mol
0,01456 mol jodsyra
43
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
1:12
Molmassa P4 = (4 × 30,97) g/mol = 123,88 g/mol
n
Avogadros konstant
Molmassa
⏞ massa
3
⏞
⏞ g P4 × ⏞1 mol P4 × 6,022×10 molekyler P4 = 5,83 × 1022 molekyler P4
Antal molekyler P4 = 12,0
123,88 g P
1 mol P
4
1:13
4
Molmassa C6H10O5 = (6×12,011 + 10×1,0079 + 5×16,00) g/mol = 162,15 g/mol
Massa C i föreningen
Massprocent C i C6H10O5 =
⏞
6×12,011 g/mol
162,15 g/mol
⏟
× 100% = 44%
Totala massan av föreningen
Massa C i bomullstussen = 0,44×0,5=0,22 g
1 mol
Substansmängd C = 0,22 g × 12,011 g = 0,019 mol
Antal kolatomer (NC ) = 0,019mol ×
1:14
6,022×103 kolatomer
1 mol C
= 1,1 × 1022
kolatomer
Molmassa C 7 H14 O 2 = 130 g/mol
Sätter C7H14O2 som E i uttrycket nedan
⏞
n
Omvandlingsfaktorer
1𝑔
1 𝑚𝑜𝑙 𝐸
⏞1 𝑚𝑔
Antal molekyler = 1𝜇𝑔 𝐸 × 1000 𝜇𝑔 × 1000 𝑚𝑔 × 130 𝑔 𝐸 ×
2:1
S + O2 → SO2
2:2
2 C + O2 → 2 CO
2:3
MgCl2(s) → Mg 2+ (aq) + 2 Cl− (aq)
2:4
Skriver upp reaktanterna och produkterna:
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
Avogadros konstant
⏞
6,022×103 molekyler E
1 mol E
= 5 × 1015
molekyler
Börja med att balansera kol och väte.
C4H10 + O2 → 4 CO2 + 5 H2O
Balansera syre. I det här fallet blir den stökiometriska koefficienten ett bråktal.
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
Genom att multiplicera med två tas bråktalet bort.
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
Aggregationsformlerna skriv ut
𝟐 𝐂𝟒𝐇𝟏𝟎(𝐠) + 𝟏𝟑 𝐎𝟐(𝐠) → 𝟖 𝐂𝐎𝟐(𝐠) + 𝟏𝟎 𝐇𝟐𝐎(𝐥)
44
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
2:5
Natrium- och kaliumsalter är lättlösliga och därför kommer en fällning av silverklorid
att bildas och nitrat och kalium kommer att vara kvar i lösning.
𝐀𝐠 + (𝐚𝐪) + 𝐂𝐥− (𝐚𝐪) → 𝐀𝐠𝐂𝐥(𝐬)
Åskådarjonerna Na+ och K+ utelämnas.
2:6
Salternas kemiska formler är Na3PO4 och Pb(NO3)2. Den blandade lösningen kommer
att innehålla Na+, PO43-, Pb2+ och NO3-. Eftersom natriumsalter och nitrater är
lättlösliga borde Pb2+ och PO43- bilda ett svårlösligt salt, Pb3(PO4)2.
𝟑 𝐏𝐛𝟐+ (𝐚𝐪) + 𝟐 𝐏𝐎𝟑−
𝟒 (𝐚𝐪) → 𝐏𝐛𝟑(𝐏𝐎𝟒)𝟐(𝐬)
2:7
Salternas kemiska formler är (NH4)2S och CuSO4. Eftersom salter som innehåller
ammonium är lättlösliga och sulfider är svårlösliga kommer en fällning av
kopparsulfid att bildas och ammoniumjoner och sulfatjoner kommer att finnas i
lösningen.
Cu2+ (aq) + S 2− (aq) → CuS(s)
2:8
Skriver upp oxidationsreaktionen och reduktionsreaktionen för sig. Antalet elektroner
som avges ska vara lika med antalet elektroner som tas upp och därför multipliceras
halvreaktionerna med lämplig siffra:
Oxidation: (Al →Al3+ + 3 e-)
Reduktion: (O2 + 4 e- → 2 O2-)
×4
×3
Oxidation: 4 Al → 4 Al3+ + 12 eReduktion: 3 O2 + 12 e- → 6 O2Summa: 4 Al (s) + 3O2 (g) → 2 Al2O3 (s)
2:9
Balanserar skelettrektionerna för oxidationen och reduktionen:
Oxidation: H2C2O4 → 2 CO2
Reduktion: MnO4- → Mn2+
Balanserar O med H2O och H med H+:
Oxidation: H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+
Reduktion: MnO4- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O
Balanserar de elektriska laddningarna genom att använda elektroner. Elektroner är
reaktanter i reduktionsreaktionen och produkter i oxidationsreaktionen.
Oxidation: H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 eReduktion: MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O
45
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Antalet elektroner ska vara samma i de två halv-reaktionerna. Multiplicerar oxidationsreaktionen med 5 och reduktionsreaktionen med 2 och halvreaktionerna adderas.
Oxidation: 5 H2 C2 O4 → 10 CO2 + 10 H + + 𝟏𝟎 𝐞−
+
−
2+
Reduktion: 2 MnO−
+ 8 H2 O
4 + 16 H + 𝟏𝟎 𝐞 → 2 Mn
+
𝟐+
Summa: 𝟓 𝐇𝟐 𝐂𝟐 𝐎𝟒 (𝐚𝐪) + 𝟐 𝐌𝐧𝐎−
+ 𝟖 𝐇𝟐
𝟒 + 𝟔 𝐇 → 𝟏𝟎 𝐂𝐎𝟐 (𝐠) + 𝟐 𝐌𝐧
2:10
Balanserar skelettrektionerna för oxidationen och reduktionen:
3+
Reduktion: Cr2 O2−
7 → 2 Cr
2−
−
Oxidation: SnCl2−
4 + 2 Cl → SnCl6
Balanserar O med H2O och H med H+
+
3+
Reduktion: Cr2 O2−
+ 𝟕 𝐇𝟐 𝐎
7 + 𝟏𝟒 𝐇 → 2 Cr
2−
2−
−
Oxidation: SnCl4 + 2 Cl → SnCl6
Balanserar de elektriska laddningarna genom att använda elektroner. Elektroner är
reaktanter i reduktionsreaktionen och produkter i oxidationsreaktionen.
+
−
3+
Reduktion: Cr2 O2−
+ 7 H2 O
7 + 14 H + 𝟔 𝐞 → 2 Cr
2−
2−
−
−
Oxidation: SnCl4 + 2 Cl → SnCl6 + 𝟐 𝐞
Antalet elektroner ska vara samma i de två halv-reaktionerna. Multiplicerar
oxidationsreaktionen med 3 och de två halv-reaktionerna adderas.
+
−
3+
Reduktion: Cr2 O2−
+ 7 H2 O
7 + 14 H + 6 e → 2 Cr
2−
−
−
Oxidation: 3 SnCl2−
4 + 6 Cl → 3 SnCl6 + 6 e
2−
2−
+
−
3+
Summa: 3 SnCl2−
4 + 14 H + 6 Cl + Cr2 O7 → 7 H2 O + 3 SnCl6 + 2 Cr
2:11
Balanserar skelettrektionerna för oxidationen och reduktionen:
2−
Oxidation: SO2−
3 → SO4
Reduktion: MnO−
4 → MnO2
I alkalisk lösning balanseras syre genom att sätta en vattenmolekyl på den sida som
behöver ett syre. Sätt en vattenmolekyl för varje väte på den sida som behöver väte,
och för varje vatten som adderas för att balansera H+, sätt en hydroxidjon på den andra
sidan:
En H2O för varje O som behövs:
2−
Oxidation: SO2−
3 + 𝐇𝟐 𝐎 → SO4
Reduktion: MnO−
4 → MnO2 + 𝟐 𝐇𝟐 𝐎
Balanserar H genom att sätta H2O på den sida som behöver H, en vattenmolekyl för
varje väte som behövs. Samma antal OH- sätts ut på den andra sidan av pilen.
2−
−
Oxidation: SO2−
3 + H2 O + 𝟐 𝐎𝐇 → SO4 + 𝟐 𝐇𝟐 𝐎
−
Reduktion: MnO−
4 + 𝟒 𝐇𝟐 𝐎 → MnO2 + 2 H2 O + 𝟒 𝐎𝐇
Balanserar de elektriska laddningarna genom att använda elektroner. Elektroner är
reaktanter i reduktionsreaktionen och produkter i oxidationsreaktionen.
2−
−
−
Oxidation: SO2−
3 + H2 O + 2 OH → SO4 + 2 H2 O + 𝟐 𝐞
−
−
Reduktion: MnO−
4 + 4 H2 O + 𝟑 𝐞 → MnO2 + 2 H2 O + 4 OH
46
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Antalet elektroner ska vara samma i de två halv-reaktionerna. Oxidationsreaktionen
multipliceras med 2 och reduktionsreaktionen multipliceras med 3. Halv-reaktionerna
adderas.
2−
−
−
Oxidation: 3 SO2−
3 + 3 H2 O + 6 OH → 3 SO4 + 6 H2 O + 6 e
−
−
Reduktion: 2 MnO−
4 + 8 H2 O + 6 e → 2 MnO2 + 4 H2 O + 8 OH
𝟐−
𝟐−
−
Summa: 𝟐 𝐌𝐧𝐎−
𝟒 + 𝟑 𝐒𝐎𝟑 + 𝐇𝟐 𝐎 → 𝟐 𝐌𝐧𝐎𝟐 (𝐬) + 𝟑 𝐒𝐎𝟒 + 𝟐 𝐎𝐇
2:12
Balanserar skelettreaktionerna för
− oxidationen och reduktionen:
Oxidation: Al(s)− → Al(OH)−
4
Reduktion: NO−
3 → NH3(g)
I alkalisk lösning balanseras syre genom att sätta en vattenmolekyl på den sida som
behöver ett syre. Sätt en vattenmolekyl för varje väte på den sida som behöver väte,
och för varje vatten som adderas för att balansera H+, sätt en hydroxidjon på den andra
sidan.
Oxidation: Al(s) + 𝟒 𝐇𝟐𝐎 + 𝟒 𝐎𝐇 − → Al(OH)−
4 + 𝟒 𝐇𝟐𝐎
−
Reduktion: NO3 + 𝟗 𝐇𝟐𝐎 → NH3 (g) + 𝟑 𝐇𝟐𝐎 + 𝟗 𝐎𝐇 −
Balanserar med elektroner så att laddningen blir samma på båda sidor.
−
Oxidation: Al(s) + 4 H2O + 4 OH − → Al(OH)−
4 + 4 H2O + 𝟑 𝐞
−
−
−
Reduktion: 𝑁𝑂3 + 9 𝐻2𝑂 + 𝟖 𝐞 → 𝑁𝐻3 (𝑔) + 3 𝐻2𝑂 + 9 𝑂𝐻
Multiplicerar reduktionsreaktionen med 3 och oxidationsreaktionen med 8 så att
antalet elektroner i de båda halvreaktionerna blir 24. Halv-reaktionerna adderas.
−
Oxidation: 8 Al(s) + 32 H2O + 32 OH − → 8 Al(OH)−
4 + 32 H2O + 24 e
Reduktion: 3 𝑁𝑂3− + 27 𝐻2𝑂 + 24 e− → 3 𝑁𝐻3 (𝑔) + 9 𝐻2𝑂 + 27 𝑂𝐻 −
−
−
Summa: 𝟖 𝐀𝐥(𝐬) + 𝟑 𝐍𝐎−
𝟑 + 𝟓 𝐎𝐇 + 𝟏𝟖 𝐇𝟐𝐎 → 𝟖 𝐀𝐥(𝐎𝐇)𝟒 + 𝟑 𝐍𝐇𝟑 (𝐚𝐪)
2:13
Balanserar skelettreaktionerna för oxidationen och reduktionen:
Oxidation: I2 → 2 IO−
3
Reduktion: Br2 → 2 Br −
I alkalisk lösning balanseras syre genom att sätta en vattenmolekyl på den sida som
behöver ett syre. Sätt en vattenmolekyl för varje väte på den sida som behöver väte,
och för varje vatten som adderas för att balansera H+, sätt en hydroxidjon på den andra
sidan.
Oxidation: I2 + 𝟔 𝐇𝟐𝐎 + 𝟏𝟐 𝐎𝐇 − → 2 IO−
3 + 𝟏𝟐 𝐇𝟐𝐎
Reduktion: Br2 → 2 Br −
Balanserar med elektroner så att laddningen blir samma på båda sidor.
−
Oxidation: I2 + 6 H2O + 12 OH − → 2 IO−
3 + 12 H2O + 𝟏𝟎 𝐞
−
−
Reduktion: Br2 + 𝟐 𝐞 → 2 Br
Multiplicerar reduktionsreaktionen med 5 så att antalet elektroner i de båda
halvreaktionerna blir 10. Halv-reaktionerna adderas.
−
Oxidation: I2 + 6 H2O + 12 OH − → 2 IO−
3 + 12 H2O + 10 e
−
−
Reduktion: 5 Br2 + 10 e → 10 Br
−
Summa: 𝐈𝟐(𝐬) + 𝟓 𝐁𝐫𝟐 (𝐠) + 𝟏𝟐 𝐎𝐇 − → 𝟐 𝐈𝐎−
𝟑 + 𝟏𝟎 𝐁𝐫 + 𝟔 𝐇𝟐𝐎
47
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
2:14
Eftersom aluminium står före koppar i den elektrokemiska spänningsserien kan
aluminium reducera koppar. Reaktionen sker därför i bägare I, där reaktionen kan
delas upp i två halvreaktioner:
Oxidation: Al(s) → Al3+ + 3 e−
Reduktion: Cu2+ + 2 e− → Cu(s)
Eftersom antalet avgivna elektroner ska vara lika med antalet elektroner som tas upp,
blir den balanserade reaktionsformeln för redoxreaktionen:
𝟐 𝐀𝐥(𝐬) + 𝟑 𝐂𝐮𝟐+ → 𝟐 𝐀𝐥𝟑+ + 𝟑 𝐂𝐮(𝐬)
3:1
1 mol Ca(NO3)2 innehåller 1 mol Ca, 2 mol N och 6 mol O, d.v.s.
40,08 g Ca
28,02 g N
96,00 g O
Totalt:
164,10 g Ca(NO3)2
40,08 g
Masshalten Ca = 164,10 g × 100% = 24,42%
28,02 g
Masshalten N = 164,10 g × 100% = 17,07%
96,00 g
Masshalten O = 164,10 g × 100% = 58,50%
Kalciumnitrat har masshalterna 24,42% kalcium, 17,07% kväve och 58,50% syre.
3:2
Massprocenten anger massan av varje grundämne i 100 g av föreningen. Varje
massprocent omvandlas till antal mol i 100 g av föreningen genom att dividera med
molmassan för grundämnet.
100 g av föreningen innehåller 32,2 g Zr4+, 40,2 g F- och 27,6 g K-.
1 mol Zr
Substansmängd Zr 4+ = (32,2 g Zr) × (91,22 g Zr) = 0,353 mol Zr
1 mol F
Substansmängd F − = (40,2 g F) × (19,00 g F) = 2,116 mol F
1 mol K
Substansmängd K − = (27,6 g K) × (39,10 g K) = 0,706 mol K
För att få den empiriska formeln divideras alla ämnen med den minsta kvoten
(0,353 mol), vilket ger empiriska formeln K2ZrF6.
48
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
3:3
3 mol H2 ↔ 2 mol NH3
Molförhållande
substansmängd NH3 = (2 mol H2 ) ×
3:4
⏞
2 mol NH3
= 1,3 mol NH3
3 mol H2
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
1 mol C3H8 ↔ 3 mol CO2
Molmassa C3H8 = 44,09 g/mol
Molmassa CO2 = 44,01 g/mol
Omvandlar massa C3 H8 till mol C3 H8
⏞
Omvandlar mol C3 H8 till mol CO2
⏞
3 mol CO2
1 mol C H
Massa CO2 = (100,0 g C3 H8 ) × 44,09 g C3 H8 ×
3:5
⏞
44,01 g CO2
×
1 mol C3 H8
3 8
Omvandlar mol C3 H8 till mol CO2
1 mol CO2
= 299 g CO2
2 Fe2 O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2
2 mol Fe2 O3 ↔ 4 mol Fe
Molmassa Fe = 55,85 g/mol
Molmassa Fe2O3 = 159,70 g/mol
Omvandlar massa Fe2 O3 till mol Fe2 O3
⏞
Massa Fe = (75 g Fe2 O3 ) ×
3:6
1 mol Fe2 O3
159,70 g Fe2 O3
Omvandlar mol Fe2 O3 till mol Fe
×
⏞4 mol Fe
2 mol Fe2 O3
Omvandlar mol C3 H8 till mol CO2
⏞
55,85 g Fe
×
1 mol Fe
= 52 g Fe
2 Fe2 O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2
3 mol C ↔ 4 mol Fe
Molmassa C = 12,01 g/mol
Molmassa Fe = 55,85 g/mol
m
MV
⏞
Massa C = (2,5 kg Fe) ×
Omvandlingsfaktor
1000 g
⏞
1 kg
Molförhållande
1 mol Fe
× 55,85 g Fe ×
49
⏞
3 mol C
4 mol Fe
×
12,01 g C
1 mol C
= 0,40 kg C
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
3:7
3 TiO2 (s) + 4 Al(s) → 2 Al2O3(s) + 3 Ti(l)
3 mol TiO2 ↔ 3 mol Ti
Molmassa Ti = 47,88 g/mol
Molmassa TiO2 = 79,88 g/mol
m
MV
⏞
Massa Ti = (1 ton TiO2 ) ×
3:8
Omvandlingsfaktor
⏞
1000 kg
1 ton
×
Molförhållande
1000 g
1 mol TiO2
× 79,88 g
1 kg
TiO2
×
⏞3 mol Ti
×
3 mol TiO2
47,88 g Ti
1 mol Ti
= 600 kg Ti
3 Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(g)
3 mol Mg ↔ 1 mol Mg3N2
Molmassa Mg = 24,31 g/mol
Molmassa Mg3N2 = 100,94 g/mol
1 mol Mg N2
3 N2
3
Massa Mg = 75 g Mg 3 N2 × 100,94 g Mg
3:9
3 mol Mg
× 1 mol Mg
3 N2
×
24,31 g Mg
1 mol Mg
= 54 g Mg
N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g)
2 mol NH3 ↔ 1 mol N2 ↔ 3 mol H2
Molmassa NH3 = 17,03 g/mol
Molmassa N2 = 28,01 g/mol
Molmassa H2 = 2,16 g/mol
Omvandlingsfaktor
Massa N2 = 1 ton NH3 ×
⏞
1000 kg
1 ton
×
1000 g
1 kg
1 mol NH
1 mol N
× 17,03 g NH3 × 2 mol NH2 ×
3
3
28,01 g N2
1 mol N2
= 822 kg N2
Omvandlingsfaktor
Massa H2 = 1 ton NH3 ×
3:10
⏞
1000 kg
1 ton
×
1000 g
1 kg
1 mol NH
3 mol H
2,16 g H
× 17,03 g NH3 × 2 mol NH2 × 1 mol H 2 = 190 kg H2
3
3
2
P2O5 + 5 C → 2 P + 5 CO
1 mol P2O5 ↔ 2 mol P
Molmassa P2O5 = 141,94 g/mol
Molmassa P = 30,97 g/mol
1 mol P O5
Massa P = 9,7 g P2 O5 × 141,94 g 2P
2 O5
2 mol P
× 1 mol P
2 O5
×
30,97 g P
1 mol P
Med 78 % utbyte blir massan P = 0,78 · 4,23 g = 3,3 g P
50
= 4,23 g P
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
3:11
Pb(s) + KNO3 (s) → PbO(s) + KNO2 (s)
1 mol KNO2 (s) ↔ 2 mol KNO3 (s)
Molmassa KNO3 = 101,11 g/mol
Molmassa KNO2 = 85,11 g/mol
1 mol KNO
1 mol KNO
3
Massa KNO2 = 24,0 g KNO3 × 101,11 g KNO
× 1 mol KNO2 ×
3
85,11 g KNO2
3
1 mol KNO2
= 20,2 g KNO2
Verkligt utbyte
Utbyte =
⏞
13,8 g KNO2
20,2
⏟ g KNO2
× 100% = 68,3%
Teoretiskt utbyte
3:12
CHCl3 + Br2 → CBrCl3 + HBr
Molmassa CHCl3 = 119,37 g/mol
Molmassa Br2 = 159,80 g/mol
Molmassa CBrCl3 = 198,26 g/mol
Beräknar reaktanternas substansmängder för att se vilken som är den begränsande
reaktanten, d.v.s. den reaktant som avgör hur mycket produkt som kan bildas.
1 mol CHCl
3
Substansmängd CHCl3 = 45 g CHCl3 × 119,37 g CHCl
= 0,377 mol
3
1 mol Br
2
Substansmängd Br2 = 50 g Br2 × 159,80 g Br
= 0,313 mol (begränsande reaktant)
2
Beräkningarna baseras på bromen.
Molförhållande: 1 mol Br2 ↔ 1 mol CBrCl3
Substansmängd CBrCl3 = 0,313 mol
Massa CBrCl3 =
3:13
198,26 g CBrCl3
1 mol CBrCl3
× 0,0313 mol = 62 g
CaF2(s) + H2SO4 → CaSO4(s) + 2HF
Molmassa CaF2 = 78,08 g/mol
Molmassa HF = 20,00 g/mol
Molmassa H2SO4 = 98,08 g/mol
Molförhållande: 2 mol HF ↔ 1 mol CaF2
Massa HF = 0,38 · 250 = 95 kg
51
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Massa CaF2 = 95 kg HF ×
1000 g
1 kg
Massa H2 SO4 = 95 kg HF ×
1 mol HF
× 20,00 g HF ×
1000 g
1 kg
1 mol CaF2
1 mol HF
2 mol HF
× 20,00 g HF ×
×
78,08 g CaF2
1 mol CaF2
1 mol H2 SO4
2 mol HF
×
= 185 kg CaF2
98,08 g H2 SO4
1 mol H2 SO4
= 233 kg H2 SO4
Beräkningen gäller om syran är 100 %, men svavelsyran var bara 98 %. Det
finns 0,98 kg svavelsyra per kg utspädd syra.
1 kg syra
Massa 98% H2 SO4 = 233 kg H2 SO4 × 0,98 kg H
4:1
2 SO4
= 238 kg syra
Först måste massan omvandlas till mol med hjälp av molmassan.
Koncentrationen fås om substansmängden divideras med volymen av
lösningen.
Molmassa KNO3 = 101,11 g/mol
m
MV
⏞
Massa KNO3 = (1,345 g KNO3 ) × 101,11 g
4:2
Dividerar med volymen
Molmassa
⏞1 mol KNO3
KNO3
⏞
×
1
25,00 ml
Omvandlar från ml till l
⏞
1000 ml
×
11
= 0,5321 mol/l
Molmassa C12H22O11 = 342,29 g/mol
V×c
Antal mol C12 H22 O11
⏞
0,10 mol C12 H22 O11
11
= 15 ml ×
× 1000 ml = 1,5 × 10−3 mol C12 H22 O11
1
n
c
4:3
11
1 mol
⏞
Volym lösning = 0,760 mmol × 0,0380 mol × 1000 mmol = 20,0 ml
20 ml av lösningen förs över till kolv med en pipett.
4:4
Molmassa Ba(NO3)2 = 261,34 g/mol
Substansmängd
Molmassa
⏞
⏞
0,25 mol Ba(NO3 )2
261,34 g Ba(NO3 )2
Massa Ba(NO3 )2 = 0,50 dm3 ×
×
= 33 g Ba(NO3 )2
3
1 dm
1 mol Ba(NO )
3 2
4:5
C1 = 2,00 mol/dm3
V1 = 15,0 cm3 = 15,0 · 10-3 dm3
C2 = 0,250 mol/dm3
V2 =
C1 ×V1
C2
=
2,00 M×15,0×10−3 dm3
0,250 M
= 0,12 dm3 = 120 cm3 = 120 ml
52
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
4:6
C1 = 0,0380 M
V2 = 250 ml
C2 = 0,0015 M
V1 =
4:7
0,0015 M×250 ml
0,0380 M
= 9,9 ml
A: [NO−
3 ] = 0,1 M
−
B: [NO3 ] = 2 × 0,1 M = 0,2 M
C: [NO−
3 ] = 2 × 0,2 M = 0,4 M
D: [NO−
3 ] = 4 × 0,1 M = 0,4 M
−
E: [NO3 ] = 3 × 0,1 M = 0,3 M
Man ska välja flaska B
4:8
Molmassa HCl = 36,46 g/mol
Koncentration HCl = 0,37 ×
4:9
𝜌=
m
V
⏞
1,190 g
1 cm3
ρ
M
Omvandlingsfaktor
1 mol
× 36,46 g ×
⏞
1000 cm3
1 dm3
= 12,1 mol/dm3
= 1,2 × 10−3 g/cm3
Molmassa luft = 29 g/mol
n
ρ
Koncentration = V = M =
1,2×10−3 g
V
4:10
1 cm3
×
1 mol
29 g
= 4,1 × 10−2 M
Reaktionsformel:
Ba2+ + SO2−
4 → BaSO4(s)
Molmassa BaSO4 = 233,39 g /mol
Antal mol Ba2+ i lösningen
Massa BaSO4 =
4:11
⏞
0,50 mol Ba2+
1 dm3
× 0,15 dm3
Molförhållande
×
⏞
1 mol BaSO4
1 mol Ba2+
Molmassa
×
⏞
233,39 g BaSO4
1 mol BaSO4
= 18 g BaSO4
Det här är en syrabastitrering där reaktionen för titreringen ges av formeln nedan:
H2 C2 O4 (aq) + 2 OH − (aq) → C2 O2−
4 (aq) + 2 H2 O(l)
1 mol H2 C2 O4 ↔ 2 mol OH −
Koncentrationen och volymen av titratorlösningen är kända. Med det stökiometriska
förhållandet för titreringsreaktionen kan antalet mol av titranden, H2C2O4, beräknas.
Genom att dividera substansmängden med volymen på provlösningen kan halten
beräknas.
53
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Mol titrator
Dividerar med volymen
Koncentration av titrator
Omvandlar till mol titrand
⏞
Volym av titrator
−
0,500 mol OH
1 mol H2 C2 O4
⏞
⏞
⏞ 1
Halt H2 C2 O4 = ⏞
38,0 × 10−3 l ×
×
×
= 0,380 mol/l
1l
2 mol OH−
25,00×10−3 l
4:12
Reaktionsformel för titreringen:
+
3+
5 Fe2+ + MnO−
+ Mn2+ + H2O
4 + 8 H → 5 Fe
5 mol Fe2+ ↔ 1 mol MnO−
4
Koncentrationen och volymen av titratorlösningen är kända. Med det stökiometriska
förhållandet för titreringsreaktionen kan antalet mol av titranden beräknas. Med hjälp
av molmassan kan massan av järnet i provet beräknas. Massprocenten järn i stålprovet
fås genom att dividera massan järn med den totala massan för provet, och multiplicera
med 100 %.
Massa Fe = 38,2 ml ×
0,0200 mol MnO−
4
1000 ml
Massprocent Fe i stålprovet =
4:13
5 mol Fe2+
× 1 mol MnO = 0,2133 g Fe2+
4
0,2133 Fe2+
0,246 g stålprov
Reaktionsformel för titreringen:
Cl− (aq) + Ag + (aq) → AgCl(s)
Molmassa Cl = 35,45 g/mol
[Ag] = 0,100 mol/dm3
Saltet som vägs in löses med vatten i en 250 ml mätkolv. Från mätkolven pipetteras 50
ml av lösningen till en E-kolv. Analysen görs på en femtedel av lösningen och därför
beräknas bara massan Cl som finns i 50 ml av lösningen. För att få massan Cl i
ursprungsprovet måste vi multiplicera med 5.
Massa Cl = 18,76 ml ×
0,100 mol Ag
×
1 mol Cl
1000 ml
1 mol Ag
0,3322 g Cl
×
35,45 g Cl
1 mol Cl
= 0,3322 g Cl
Massprocent Cl i provet = 0,9873 g prov × 100% = 33,6%
4:14
Reaktionsformel för titreringen:
Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O
1 mol Ca(OH)2 ↔ 2 mol HCl Molmassan
Ca(OH)2 = 74,10 g/mol
Vi vet volymen och koncentrationen av titratorlösningen. Med hjälp av
molförhållandet för titreringsreaktionen kan antal mol Ca(OH)2 i ursprungslösningen
beräknas. Med molmassan och volymen i lösningen kan lösligheten bestämmas.
54
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Massa Ca(OH)2 = 10,6 ml ×
Lösligheten Ca(OH)2 =
0,100 mol HCl
0,0726 g
50 ml
×
1 mol Ca(OH)2
×
1000 ml
1000 ml
1l
2 mol HCl
×
74,10 g Ca(OH)2
2 mol Ca(OH)2
= 0,0726 g Ca(OH)2
= 1,45 g/l
[Al2(SO4)3·16H2O] = 0,85 × 106 g/dm3 = 90,1 g/dm3
[Fe2(SO4)3·9H2O] = 0,15 ×106 g/dm3 = 15,9 g/dm3
4:15
Räknar om till mol/dm3
Molmassa Al2(SO4)3×16 H2O = 630,39 g/mol
Molmassa Fe2(SO4)3×9 H2O = 562,02 g/mol
[Al2(SO4)3 × 16 H2O] = 90,1
[Fe2(SO4)3 × 9 H2O ] = 15,9
g
dm3
g
dm3
×
1
mol
630,39 g
1
mol
× 562,02
g
= 0,1429
mol
dm3
mol
= 0,0283 dm3
1 mol Al2(SO4)3 × 16H2O ↔ 2 mol Al3+ → [Al3+ ] = 2 × 0,1429 mol/dm3 = 0,29 mol/dm3
1 mol Fe2(SO4)3 × 9H2O ↔ 2 mol Fe3+ → [Fe3+ ] = 2 × 0,0283 mol/dm3 = 0,057
mol/dm3
Sulfatjoner finns i båda salterna
1 mol Al2(SO4)3 × 16H2O ↔ 3mol SO2−
4 →
23
[SO4 ]=3×0,1429 mol/dm = 0,4287 mol/dm3
1 mol Fe2(SO4)3 × 9H2O ↔ 3mol SO2−
4 →
[SO42-]=3×0,0283 mol/dm3 = 0,0849 mol/dm3
Totala [SO42-] = 0,4287 + 0,0849 mol/dm3 = 0,51 mol/dm3
4:16
Om massprocenten nikotinsyra skulle vara 100 % är provet helt rent.
C5H4NCOOH + OH − → C5H4NCOO− + H2O
1 mol OH − ↔ 1 mol C5H4NCOOH
Molmassa C5H4NCOOH = 123,11 g/mol (Kallar nikotinsyran för S)
Massprocent C5H4NCOOH i provet =
Volym av tritant
Koncentration av titrant
Molförhållande
⏞
⏞1 mol S
mol OH−
⏞
36,3 × 10−3 dm3 OH− × 0,1000 3 − ×
− ×
dm OH
4:17
1 mol OH
Molmassa Nikotinsyra
⏞
123,11 g S
mol S
Dividerar med provets massa
×
⏞
1
×
0,456 g prov
100
⏟
= 98,0 %
För att få procent
SiCl4(l) + 2 H2O → SiO2(s) + 4 HCl(aq)
1 mol SiCl4 ↔ 4 mol HCl
Molmassa SiCl4 = 169,898 g/mol
1,49 g SiCl
1 mol SiCl
4 mol HCl
1
4
Molaritet HCl = 5,0 cm3 SiCl4 × 1 cm3 SiCl 4 × 169,898 g SiCl
× 1 mol SiCl × 400 cm3 ×
4
4
55
4
1000 cm3
1l
= 0,44 M
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
4:18
Reaktionsformel:
2 Al(s) + 3 H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3 H2(g)
3 mol H2SO4(aq) ↔ 1 mol Al2(SO4)3(aq)
Molmassa l2(SO4)3 = 342,15 g/mol
Molmassa H2SO4 = 98,09 g/mol
Volym H2 SO4 = 18,7 g Al2(SO4)3 ×
4:19
1 mol Al2(SO4)3
342,15 g Al2(SO4)3
×
3 mol H2 SO4
1 mol Al2(SO4)3
×
98,09 g H2 SO4
1 mol H2 SO4
×
1 ml H2 SO4
0,15×1,104 g H2 SO4
Molmassa C20H29FO3 = 336,22 g/mol
c1 ×V1
V2
c1
⏞
Omvandlingsfaktor
V1
⏞
⏞1 ml
1 mol C20 H29 FO3
1
⏞ μl ×
Molaritet (c2 ) = 10 g C20 H29 FO3 ×
×
× 100
×
336,22 g C20 H29 FO3
5:1
= 97,1 ml H2SO4
Söker V =
0,5 l
1000 μl
1
100 ml
= 6,0 × 10−5 M
n×R×T
p
Molmassa N2 = 28,02 g/mol
R = 8,3145 J mol-1 K-1
T = 25 + 273,15 = 298,15 K
p = 100 kPa
R
n
⏞
⏞
1 mol N
8,3145 dm3 kPa
1
3
V = 1,00 × 103 g N2 × 28,02 g N2 ×
× 298,15 K × 100
⏟ kPa = 885 dm
K mol
2
p
5:2
n
p
Söker V = R×T
P = 150 torr = 150×133,322 Pa R =
8,3145 m3 Pa mol-1 K-1
T = 20 + 273,15 = 293,15 K
p
n
1 mol K
1
3
⏞
=
150
×
133,322
Pa
×
×
3
⏟
⏟ K = 8,2 mol/m
V
8,3145 m Pa
293,15
5:3
p×V
n = R×T ; M =
m
R
T
n
P = 95,8 kPa
R = 8,3145 dm3 kPa mol-1 K-1
T = 40 + 273,15 = 313,15 K
1 K mol
1
n = 95,5 kPa × 0,148 dm3 × 8,3145 dm3 kPa × (313,15)K = 5,43 × 10−3 mol
0,229 g
M = 5,43×10−3 mol = 42,2 g/mol
56
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
5:4
Vi betecknar det sökta antalet partiklar med N.
p×V
n = R×T , N = n × NA
p = 101,3 kPa
V = 1,00×10-6 dm3
T = (25 + 273,15) K = 298,15 K
n
⏞
Avogadros konstant
Volym vätgas
K mol
1
N = 101,3 kPa × ⏞
1,00 × 10−6 dm3 × 8,3145 dm3 kPa × 298,15 K ×
⏞
6,02×1023 molekyler
1 mol
=
2,5 × 1016 vätgasmolekyler
5:5
Reaktionsformel för reaktionen:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
1 mol CH4 ↔ 2 mol O2
Molmassa CH4 = 16,04 g/mol
Söker V =
n×p×V
p
Antal mol syrgas som bildas
V=
R
T
⏞
1 mol CH4
2 mol O2 ⏞
dm3 ×kPa ⏞
1000 g CH4 ×
×
×8,3145
×(20+273,15)K
16,04 g CH4 1 mol CH4
mol×K
100 kPa
⏟
= 3,1 m3
p
5:6
Reaktionsformel för reaktionen:
2 NaHCO3(g) → Na2CO3(g) + CO2(g) + H2O(g)
2 mol NaHCO3 ↔ 1 mol CO2
Molmassa NaHCO3 = 84,01 g/mol
R
Antal mol koldioxid som bildas
V=
T
⏞
⏞
1 mol NaHCO3
1 mol CO2
dm3 ×kPa ⏞
125 g NaHCO3×
×
×8,3145
×(20+273,15)K
84,01 g NaHCO3 2 mol NaHCO3
mol×K
100 kPa
⏟
= 18 dm3
p
5:7
T = 50 + 273,15 K = 323,15 K
p = 0,997 × 100 kPa
Söker M =
m
n
=
m×R×T
p×V
m
V
1,56
⏞g 8,3145 dm3 kPa
1
M = 1 dm3 ×
× 323,15 K × 0,997×100 kPa = 42,02 g/mol
mol K
Molmassan för cyklopropan är 42,02 g/mol. Från den empiriska formeln vet vi att
gasen innehåller dubbelt så många väten som kol. Vi testar oss fram…
Molmassa C2H4 = (12,011 × 2) + (4 × 1,0079) = 28,05 g/mol
57
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
Molmassa C3H6 = (12,011 × 3) + (6 × 1,0079) = 42,08 g/mol
Molekylformeln för cyklopropan är C3H6.
5:8
Reaktionsformel för reaktionen:
4 C3H5(NO3)3(l) → 6 N2(g) + O2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g)
4 mol C3H5(NO3)3 ↔ 6 mol N2 ↔ 1 mol O2 ↔ 12 mol CO2 ↔ 10 mol H2O
4 mol C3H5(NO3)3 ↔ 29 mol gaser
Söker p =
n×R×T
V
Molmassa C3H5(NO3)3 = 227,10 g/mol
T = 1950 + 273,15 K = 2223,15 K
1 mol NG
p = 1,00 g NG × 227,10 g NG ×
5:9
p=
29 mol gaser
8,3145 dm3 kPa
×
×
4 mol NG
K mol
p×V= n×R×T=
m×R×T
V×MV
= 0,03 g ×
1
2223,15 K × 0,250 dm3 = 2360 kPa =2,36 MPa
m×R×T
MV
m3 Pa
8,314 K mol ×
(1700 + 273,15)K ×
1
1,103×10−6 m3
×
1 mol
64 g
= 6,97 × 106 Pa = 69,7 bar
Degeln måste klara trycket 70 bar.
5:10
Molmassa O2 = 32,0 g/mol
Molmassa He = 4,0 g/mol
p×V =n×R×T=
m×R×T
MV
1g
dm3 kPa
×
K mol
(15 + 273,15)K ×
1
200 cm3
×
1000 cm3
1 dm3
×
1 mol
32 g
= 0,3855 kPa
1g
dm3 kPa
×
K mol
(15 + 273,15)K ×
1
200 cm3
×
1000 cm3
1 dm3
×
1 mol
4g
= 1,2277 kPa
pO2 = 1,03 mg × 1000 mg × 8,314
p𝐻𝑒 = 0,41 mg × 1000 mg × 8,314
Ptot = pO2 + pHe = (0,3855 + 0,0212)kPa = 1,6132 kPa = 0,016 atm
5:11
p×V =n×R×T=
m×R×T
MV
p×V
nHe = R×T
P = 765 torr = 765 × 133,322 Pa
V = 12,06 ml = 12,06 cm3 = 12,06 × 10-6 m3
T = 23 + 273,15 K = 296,15 K
K mol
1
n = 765 × 133,322 Pa × 12,06 × 10−6 m3 × 8,3145 m3Pa × 296,15 K = 5,0 × 10−4 mol
NHe = 5,0 × 10−4 mol ×
6,022×1023 atomer
1 mol
= 3,0 × 1020 heliumatomer
58
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
5:12
Reaktionsformel:
2M(s) + O2(g) 2MO(s)
2 mol M(s) ↔ 1 mol O2(g)
p = 1 atm = 101,325 kPa
T = 20 + 273,15 K = 293,15 K
V = 0,6015 dm3
p×V=n×R×T
p×V
K mol
1
nO2 = R×T = 101,325 kPa × 0,6015 dm3 × 8,3145 kPa dm3 × 293,15 K = 0,025 mol O2
nM(s) =
0,025 mol O2
⁄2 mol M(s) = 0,050 mol M(s)
1 mol O2
3,177 g M
MV = 0,050 mol M = 63,54 g/mol
Metallen är koppar, Cu, som har molmassan Mv = 63,54 g/mol
6:1
Man kan öka hastigheten på reaktionen X(s) + Y(aq) → Z(g) + U(aq) genom att
öka temperaturen, öka koncentrationen av Y, finfördela X och genom att finna en
lämplig katalysator.
6:2
K=
6:3
Av reaktionsformeln framgår:
När 0,40 mol CH3OH bildas, Förbrukas 0,40 mol CO och 0,80 mol H2. Då återstår
(1-0,40) mol CO och (3,20 -0,80) mol H2.
[Cl2 ]×[PCl3 ]
[PCl5 ]
0,011 M×0,50 M
0,25 M
= 0,022 M
CO
1,0
1,0 – 0,40
0,60/60
Från början
Vid jämvikt
Vid jämvikt
[𝐶𝐻 𝑂𝐻]
2
2]
3
K = [CO]×[H
6:4
=
=
[
0,40 𝑚𝑜𝑙
]
60 𝑑𝑚3
0,60 𝑚𝑜𝑙
2,4 𝑚𝑜𝑙 2
[
]×[
]
60 𝑑𝑚3
60 𝑑𝑚3
2 H2
3,20
3,20 – 0,80
2,4/60
CH3OH
0,40
0,40/60
mol
mol
mol/dm3
= 4,2 × 102 (𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚)−2
Koncentrationen av HI är x mol/dm3.
H2
9,2 x 10-2
Vid jämvikt
[HI]2
K = [H
2 ]×[I2
I2
2,0 x 10-3
x2
= 0,092×0,002 = 25,0
]
x = √25,0 × 0,092 × 0,002 = 6,8 × 10−2 mol/dm3
59
2 HI
x
mol/dm3
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
6:5
[NH3 ]2
Q = [N
2 ]×[H2 ]
3
=
1 𝑚𝑜𝑙 2
]
2 𝑑𝑚3
1 𝑚𝑜𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 3
[
]×[
]
2 𝑑𝑚3
2 𝑑𝑚3
[
= 4 (mol/𝑑𝑚3 )−2
Q>K
Q måste minska för att systemet ska gå mot jämvikt, vilket sker om koncentrationerna
av reaktanterna ökar  reaktionen går åt vänster.
6:6
Löslighetsjämvikt:
AgCl(s) ⇆ Ag + (aq) + Cl− (aq)
[Ag + ] × [Cl− ] = K s = 2,0 × 10−10 M 2
Molmassa AgCl = 143,32 g/mol
Koncentration i molar omvandlas till enheten g/dm3.
[AgCl] = √2,0 × 10−10 M 2 = 1,414 × 10−5 M =
1,414×10−5 mol
10−3 g/dm3
6:7
dm3
×
143,32 g
mol
= 2,0 ×
Löslighetsjämvikt:
AgBr(s) ⇆ Ag + (aq) + Br − (aq), Ks = 7,7 × 10−13 M 2
[Ag + ] × [Br − ] = 7,7 × 10−13 M 2
x 2 = 7,7 × 10−13 M 2
x = [Ag + ] = √Ks = √7,7 × 10−13 M 2 = 8,8 × 10−7 M
Lösligheten för silverbromid är 8,8·107 M.
6:8
Löslighetsjämvikt:
Ag2CrO4(s) ⇆ 2 Ag(aq) + CrO2−
4 (aq)
Lösligheten =
0,0027 g
100 ml
×
1000 ml
1l
1 mol
× 331,74 g = 8,14 × 10−5 mol/l
K S = [Ag + ]2 × [CrO4− ]
Molariteten för varje jon som bildas av saltet ska beräknas
2 mol Ag + ↔ 1 mol Ag 2 CrO4 ⇒ [Ag + ] = 2 × 8,14 × 10−5 = 1,63 × 10−4 M
1 mol CrO4− ↔ 1 mol Ag 2 CrO4 ⇒ [CrO4− ] = 1 × 8,14 × 10−5 = 8,14 × 10−5 M
K S = (1,63 × 10−4 )2 × 8,14 × 10−5 M 3 = 2,2 × 10−12 M 3
60
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
6:9
Blandningens totala volym är 300 cm3.
Beräknar koncentrationerna av de ingående jonslagen:
[Ba2+ ] =
[SO2−
4 ]=
3,0×10−5 M×100 cm3
300 cm3
4,5×10−5 M×200 cm3
300 cm3
= 1,0 × 10−5 M
= 3,0 × 10−5 M
Koncentrationskvoten Q beräknas. För bariumsulfat gäller
−5
Q = [Ba2+ ] × [SO2−
M × (3,0 × 10−5 M)2 = 3,0 × 10−10 M 2 >
4 ] = 1,0 × 10
KS
Koncentrationskvoten Q är större än löslighetsprodukten och bariumsulfat kommer
därför att falla ut.
6:10
Reaktionsformel för protolysen för en godtycklig syra:
HA ⇆ H + + A−
pH = 1,70 → [H + ] = 10−1,70 = 0,02 mol/dm3
H+
HA
0,10
- 0,02
0,08
Före protolys
Ändring
Vid jämvikt
0,02
0,02
A0,02
0,02
Vid jämvikt gäller:
K𝑎 =
[𝐻 + ]×[𝐴− ]
[HA]
=
[
0,02 𝑚𝑜𝑙
0,02 𝑚𝑜𝑙
]×[
]
𝑑𝑚3
𝑑𝑚3
0,08 𝑚𝑜𝑙
[
]
𝑑𝑚3
= 5,0 × 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3
7:1
H = 103 kJ. Reaktionen är exoterm.
7:2
7:3
a) 840 MJ
b) 2.7∙106 kJ
c) 17 ton
H2 = -1142 kJ/mol.
7:4
55.5 kJ (CH4), 47.9 kJ (C8H18), 29.7 kJ (C2H5OH)
7:6



a) H = 299 kJ/mol.
bS > 0, ng = 5
a) G = -28.7 kJ/mol. Spontan reaktion.
bG = 173.5 kJ/mol. Ej spontan reaktion
cG = -805.4 kJ/mol. Spontan reaktion.
dG = -90.4 kJ/mol. Spontan reaktion.
7:7

a) H < 0, S < 0. Entalpidriven reaktion.
b)H < 0, S  0. Entalpidriven reaktion.
7:5
61
mol/dm3
mol/dm3
mol/dm3
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung






c) H < 0, S < 0. Entalpidriven reaktion.
d)H < 0, S > 0. Både entalpi- och entropidriven reaktion.
e)H < 0, S  0. Entalpidriven reaktion.
f)H < 0, S < 0. Entalpidriven reaktion.
g)H < 0, S < 0. Entalpidriven reaktion.
h)H < 0, S > 0. Både entalpi- och entropidriven reaktion.
7:8



a) G < 0. Reaktionen är möjlig i galvanisk cell.
b)G = 13.5 kJ/mol < 0. Reaktionen är möjlig i galvanisk cell..
c) G = 3165 kJ/mol > 0. Reaktionen är inte möjlig i galvanisk cell.
d)G < 0. Reaktionen är möjlig i galvanisk cell.
62
Förberedande häfte i kemi – Lisa Skedung
9 KÄLLFÖRTECKNING
S. Andersson, A. Sonesson, B. Stålhandske, A. Tullberg, ”Gymnasiekemi A”, 2000, Liber AB
S. Andersson, A. Sonesson, B. Stålhandske, A. Tullberg, ”Gymnasiekemi B”, 2000, Liber AB
B. Boren, O. Moll, B. Hellström, S. Lillieborg, T. Lif, B. Lindh, ”Kemi för gymnasieskolan
1”, 1982, Almqvist och Wiksell Förlag AB
B. Boren, O. Moll, B. Hellström, S. Lillieborg, T. Lif, B. Lindh, ”Kemi för gymnasieskolan
2”, 1986, Almqvist och Wiksell Förlag AB
S. Fredriksson, PE. Thörnström, IB. Peetre, C. Stålhandske, C. Murray, M. M. Åberg,
”Repetitionshäfte i kemi för blivande Kemitekniker”, 1993, Häfte sammanställt i samarbete
mellan CTH, KTH och LTH
L. Jones, P. Atkins, ”Chemistry”, 1999, W.H. Freeman and Company
Y. Lindberg, H. Pilström, E. Wahlström, ”Kemi för gymnasieskolan”, 1994, Bokförlaget
Natur och Kultur
K. Lundgren, “Elementa – uppgiftsbank i kemi”, 2005, Studentlitteratur
63
Download
Random flashcards
Ölplugg

1 Cards oauth2_google_ed8be09c-94f0-4e6a-8e55-87a3b14a45db

Svenska

105 Cards Anton Piter

organsik kemi

5 Cards oauth2_google_80bad7b3-612c-4f00-b9d5-910c3f3fc9ce

Multiplacation table

156 Cards Антон piter

Fysik

46 Cards oauth2_google_97f6fa87-d6cd-4ae9-bcbf-0f9c2bb34c13

Create flashcards