Semua hubungan kuantitatif saat menghitung proses kimia didasarkan pada stoikiometri reaksi. Lebih mudah untuk menyatakan jumlah suatu zat dalam perhitungan seperti itu dalam mol, atau satuan turunan (kmol, mmol, dll.). Mol adalah salah satu satuan dasar SI. Satu mol suatu zat sama dengan kuantitasnya yang secara numerik sama dengan berat molekulnya. Oleh karena itu, berat molekul dalam hal ini harus dianggap sebagai nilai dimensi dengan satuan: g/mol, kg/kmol, kg/mol. Misalnya, berat molekul nitrogen adalah 28 g/mol, 28 kg/kmol, tetapi 0,028 kg/mol.
Massa dan jumlah molar suatu zat dihubungkan melalui hubungan yang diketahui
N A = m A / M A; m A = N A M A,
dimana N A adalah jumlah komponen A, mol; m A adalah massa komponen ini, kg;
M A - berat molekul komponen A, kg/mol.
Dalam proses kontinu, aliran zat A dapat dinyatakan dengan mol-
kuantitas per satuan waktu
dimana W A adalah aliran molar komponen A, mol/s; τ - waktu, s.
Untuk reaksi sederhana yang praktis ireversibel, biasanya stoikiomet
persamaan ric ditulis dalam bentuk
v A A + v B B = v R R + v S S.
Namun, persamaan stoikiometri akan lebih mudah ditulis dalam bentuk aljabar
th, dengan asumsi koefisien stoikiometri reaktan negatif, dan produk reaksi positif:
Maka untuk setiap reaksi sederhana kita dapat menulis persamaan berikut:
Indeks "0" mengacu pada jumlah awal komponen.
Persamaan ini menimbulkan persamaan keseimbangan material suatu komponen untuk reaksi sederhana berikut:
Contoh 7.1. Reaksi hidrogenasi fenol menjadi sikloheksanol berlangsung sesuai dengan persamaan
C 6 H 5 OH + ZH 2 = C 6 H 11 OH, atau A + ZV = R.
Hitunglah banyaknya produk yang terbentuk jika jumlah awal komponen A adalah 235 kg dan jumlah akhir adalah 18,8 kg
Solusi: Mari kita tuliskan reaksinya dalam bentuk
R - A - ZV = 0.
Massa molekul komponen: M A = 94 kg/kmol, M B = 2 kg/kmol dan
MR = 100 kg/kmol. Maka jumlah molar fenol pada awal dan akhir reaksi adalah:
N A 0 = 235/94 = 2,5; N A 0 = 18,8/94 =0,2; n = (0,2 - 2,5)/(-1) = 2,3.
Jumlah sikloheksanol yang terbentuk akan sama dengan
N R = 0 +1∙2.3 = 2.3 kmol atau m R = 100∙2.3 = 230 kg.
Penentuan reaksi independen secara stoikiometri dalam sistemnya selama perhitungan material dan termal peralatan reaksi diperlukan untuk mengecualikan reaksi yang merupakan jumlah atau selisih dari beberapa reaksi tersebut. Penilaian ini paling mudah dilakukan dengan menggunakan kriteria Gram.
Untuk menghindari perhitungan yang tidak perlu, perlu untuk mengevaluasi apakah sistem tersebut bergantung secara stoikiometri. Untuk tujuan ini perlu:
Mengubah urutan matriks asli sistem reaksi;
Kalikan matriks asli dengan matriks yang ditransposisikan;
Hitung determinan matriks persegi yang dihasilkan.
Jika determinan ini nol, maka sistem reaksi bergantung secara stoikiometri.
Contoh 7.2. Kami memiliki sistem reaksi:
FeO + H 2 = Fe + H 2 O;
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O;
FeO + Fe 2 O 3 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O.
Sistem ini bergantung secara stoikiometri, karena reaksi ketiga merupakan penjumlahan dari dua reaksi lainnya. Mari kita membuat matriks
Salah satu konsep kimia terpenting yang menjadi dasar perhitungan stoikiometri adalah kuantitas kimia suatu zat. Banyaknya suatu zat X dilambangkan dengan n(X). Satuan besaran besaran suatu zat adalah tikus tanah.
Satu mol adalah jumlah suatu zat yang mengandung 6,02 · 10 23 molekul, atom, ion, atau satuan struktur lain yang menyusun suatu zat.
Massa satu mol suatu zat X disebut masa molar M(X) zat ini. Mengetahui massa m(X) suatu zat X dan massa molarnya, kita dapat menghitung jumlah zat tersebut menggunakan rumus:
Bilangan 6.02 10 23 disebut nomor Avogadro(Tidak); dimensinya mol –1.
Dengan mengalikan bilangan Avogadro N a dengan jumlah zat n(X), kita dapat menghitung jumlah satuan struktur, misalnya molekul N(X) suatu zat X:
N(X) = N a · n(X) .
Dengan analogi konsep massa molar, konsep volume molar diperkenalkan: volume molar V m (X) suatu zat X adalah volume satu mol zat tersebut. Mengetahui volume zat V(X) dan volume molarnya, kita dapat menghitung jumlah kimia suatu zat:
Dalam kimia, kita sering kali harus berurusan dengan volume molar gas. Berdasarkan hukum Avogadro, gas-gas yang volumenya sama, pada suhu dan tekanan yang sama, mengandung jumlah molekul yang sama. Dalam kondisi yang sama, 1 mol gas menempati volume yang sama. Dalam kondisi normal (normal) - suhu 0°C dan tekanan 1 atmosfer (101325 Pa) - volume ini adalah 22,4 liter. Jadi, di no. Vm (gas) = 22,4 l/mol. Perlu ditekankan secara khusus bahwa nilai volume molar yang digunakan adalah 22,4 l/mol hanya untuk gas.
Mengetahui massa molar suatu zat dan bilangan Avogadro memungkinkan Anda menyatakan massa molekul suatu zat dalam gram. Di bawah ini adalah contoh penghitungan massa molekul hidrogen.
1 mol gas hidrogen mengandung 6,02·10 23 molekul H 2 dan bermassa 2 g (karena M(H 2) = 2 g/mol). Karena itu,
6,02·10 23 molekul H 2 bermassa 2 g;
1 molekul H 2 bermassa x g; x = 3,32·10 –24 gram.
Konsep “mol” banyak digunakan untuk melakukan perhitungan persamaan reaksi kimia, karena koefisien stoikiometri dalam persamaan reaksi menunjukkan berapa perbandingan molar zat-zat yang bereaksi satu sama lain dan terbentuk sebagai hasil reaksi.
Misalnya persamaan reaksi 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O mengandung informasi berikut: 4 mol amonia bereaksi tanpa kelebihan atau kekurangan dengan 3 mol oksigen, menghasilkan pembentukan 2 mol amonia. nitrogen dan 6 mol air.
Contoh 4.1 Hitung massa endapan yang terbentuk selama interaksi larutan yang mengandung 70,2 g kalsium dihidrogen fosfat dan 68 g kalsium hidroksida. Zat apa yang tersisa berlebih? Berapa massanya?
3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O
Dari persamaan reaksi terlihat bahwa 3 mol Ca(H 2 PO 4) 2 bereaksi dengan 12 mol KOH. Mari kita hitung jumlah zat yang bereaksi yang diberikan sesuai dengan kondisi soal:
n(Ca(H 2 PO 4) 2) = m(Ca(H 2 PO 4) 2) / M(Ca(H 2 PO 4) 2) = 70,2 g: 234 g/mol = 0,3 mol ;
n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 g: 56 g/mol = 1,215 mol.
untuk 3 mol Ca(H 2 PO 4) diperlukan 2 12 mol KOH
untuk 0,3 mol Ca(H 2 PO 4) diperlukan 2 x mol KOH
x = 1,2 mol - ini adalah jumlah KOH yang diperlukan agar reaksi dapat berlangsung tanpa kelebihan atau kekurangan. Dan sesuai soal, ada 1,215 mol KOH. Oleh karena itu, KOH berlebih; jumlah KOH yang tersisa setelah reaksi:
n(KOH) = 1,215 mol – 1,2 mol = 0,015 mol;
massanya m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 mol × 56 g/mol = 0,84 g.
Perhitungan produk reaksi yang dihasilkan (endapan Ca 3 (PO 4) 2) sebaiknya dilakukan dengan menggunakan zat yang persediaannya sedikit (dalam hal ini Ca(H 2 PO 4) 2), karena zat tersebut akan bereaksi sempurna. . Dari persamaan reaksi terlihat bahwa jumlah mol Ca 3 (PO 4) 2 yang terbentuk 3 kali lebih kecil dari jumlah mol Ca(H 2 PO 4) 2 yang bereaksi:
n(Ca 3 (PO 4) 2) = 0,3 mol: 3 = 0,1 mol.
Jadi, m(Ca 3 (PO 4) 2) = n(Ca 3 (PO 4) 2) × M(Ca 3 (PO 4) 2) = 0,1 mol × 310 g/mol = 31 g.
Tugas No.5
a) Hitung jumlah kimia zat bereaksi yang diberikan pada Tabel 5 (volume zat gas diberikan dalam kondisi normal);
b) menyusun koefisien-koefisien dalam skema reaksi yang diberikan dan, dengan menggunakan persamaan reaksi, tentukan zat mana yang berlebih dan mana yang kekurangan;
c) temukan jumlah kimia produk reaksi yang ditunjukkan pada Tabel 5;
d) menghitung massa atau volume (lihat Tabel 5) produk reaksi ini.
Tabel 5 – Ketentuan tugas No.5
| Opsi No. | Zat yang bereaksi | Skema reaksi | Menghitung |
| m(Fe)=11,2 gram; V(Cl 2) = 5,376 liter | Fe+Cl 2 ® FeCl 3 | m(FeCl3) | |
| m(Al)=5,4 gram; m(H 2 JADI 4) = 39,2 gram | Al+H 2 JADI 4 ® Al 2 (JADI 4) 3 +H 2 | V(H2) | |
| V(BERSAMA)=20 aku; m(O 2)=20 gram | CO+O 2 ® CO 2 | V(CO2) | |
| m(AgNO 3)=3,4 gram; m(Na 2 S)=1,56 gram | AgNO 3 +Na 2 S®Ag 2 S+NaNO 3 | m(Ag2S) | |
| m(Na 2 CO 3)=53 gram; m(HCl)=29,2 gram | Na 2 CO 3 +HCl®NaCl+CO 2 +H 2 O | V(CO2) | |
| m(Al 2 (SO 4) 3) = 34,2 gram; m(BaCl 2) = 52 gram | Al 2 (SO 4) 3 +BaCl 2 ®AlCl 3 +BaSO 4 | m(BaSO4) | |
| m(KI)=3,32 gram; V(Cl 2)=448ml | KI+Cl 2 ® KCl+I 2 | m(saya 2) | |
| m(CaCl 2) = 22,2 gram; m(AgNO 3)=59,5 gram | CaCl 2 + AgNO 3 ®AgCl + Ca(NO 3) 2 | m(AgCl) | |
| m(H 2)=0,48 gram; V(O 2)=2,8 liter | H 2 +O 2 ® H 2 O | m(H2O) | |
| m(Ba(OH)2) = 3,42 gram; V(HCl)=784ml | Ba(OH) 2 +HCl ® BaCl 2 +H 2 O | m(BaCl2) |
Lanjutan tabel 5
| Opsi No. | Zat yang bereaksi | Skema reaksi | Menghitung |
| m(H 3 PO 4)=9,8 gram; m(NaOH)=12,2 gram | H 3 PO 4 +NaOH ® Na 3 PO 4 +H 2 O | m(Na 3 PO 4) | |
| m(H 2 JADI 4) = 9,8 gram; m(KOH)=11,76 gram | H 2 JADI 4 +KOH ® K 2 JADI 4 +H 2 O | m(K 2 JADI 4) | |
| V(Cl 2) = 2,24 liter; m(KOH)=10,64 gram | Cl 2 +KOH ® KClO+KCl+H 2 O | m(KClO) | |
| m((NH 4) 2 SO 4)=66 gram;m(KOH)=50 gram | (NH 4) 2 SO 4 +KOH®K 2 SO 4 +NH 3 +H 2 O | V(NH3) | |
| m(NH 3)=6,8 gram; V(O 2)=7,84 liter | NH 3 +O 2 ® N 2 +H 2 O | V(N 2) | |
| V(H 2 S)=11,2 aku; m(O 2)=8,32 gram | H 2 S+O 2 ® S+H 2 O | MS) | |
| m(MnO 2)=8,7 gram; m(HCl)=14,2 gram | MnO 2 +HCl ® MnCl 2 +Cl 2 +H 2 O | V(Cl2) | |
| m(Al)=5,4 gram; V(Cl 2)=6,048 liter | Al+Cl 2 ® AlCl 3 | m(AlCl3) | |
| m(Al)=10,8 gram; m(HCl)=36,5 gram | Al+HCl ® AlCl 3 +H 2 | V(H2) | |
| m(P)=15,5 gram; V(O 2)=14,1 liter | P+O 2 ® P 2 O 5 | m(P 2 HAI 5) | |
| m(AgNO 3) = 8,5 gram; m(K 2 CO 3) = 4,14 gram | AgNO 3 +K 2 CO 3 ®Ag 2 CO 3 +KNO 3 | m(Ag 2 CO 3) | |
| m(K 2 CO 3)=69 gram; m(HNO 3)=50,4 gram | K 2 CO 3 +HNO 3 ®KNO 3 +CO 2 +H 2 O | V(CO2) | |
| m(AlCl 3)=2,67 gram; m(AgNO 3)=8,5 gram | AlCl 3 + AgNO 3 ®AgCl + Al(NO 3) 3 | m(AgCl) | |
| m(KBr)=2,38 gram; V(Cl 2)=448ml | KBr+Cl 2 ® KCl+Br 2 | m(Br 2) | |
| m(CaBr 2)=40 gram; m(AgNO 3)=59,5 gram | CaBr 2 + AgNO 3 ®AgBr + Ca(NO 3) 2 | m(AgBr) | |
| m(H 2)=1,44 gram; V(O 2)=8,4 liter | H 2 +O 2 ® H 2 O | m(H2O) | |
| m(Ba(OH) 2)=6,84 gram;V(HI)=1,568 liter | Ba(OH) 2 +HI ® BaI 2 +H 2 O | m(BaI 2) | |
| m(H 3 PO 4)=9,8 gram; m(KOH)=17,08 gram | H 3 PO 4 +KOH ® K 3 PO 4 +H 2 O | m(K 3 PO 4) | |
| m(H 2 JADI 4) = 49 gram; m(NaOH)=45 gram | H 2 JADI 4 +NaOH ® Na 2 JADI 4 +H 2 O | m(Na2SO4) | |
| V(Cl 2) = 2,24 liter; m(KOH)=8,4 gram | Cl 2 +KOH ® KClO 3 +KCl+H 2 O | m(KClO3) | |
| m(NH 4 Cl)=43 gram; m(Ca(OH) 2)=37 gram | NH 4 Cl+Ca(OH) 2 ®CaCl 2 +NH 3 +H 2 O | V(NH3) | |
| V(NH 3) = 8,96 liter; m(O 2)=14,4 gram | NH 3 +O 2 ® NO+H 2 O | V(TIDAK) | |
| V(H 2 S)=17,92 aku; m(O 2)=40 gram | H 2 S+O 2 ® JADI 2 +H 2 O | V(SO2) | |
| m(MnO 2)=8,7 gram; m(HBr)=30,8 gram | MnO 2 +HBr ® MnBr 2 +Br 2 +H 2 O | m(MnBr 2) | |
| m(Ca)=10 gram; m(H 2 O)=8,1 gram | Ca+H 2 O ® Ca(OH) 2 +H 2 | V(H2) |
KONSENTRASI SOLUSI
Sebagai bagian dari mata kuliah kimia umum, siswa mempelajari 2 cara menyatakan konsentrasi larutan - fraksi massa dan konsentrasi molar.
Fraksi massa zat terlarut X dihitung sebagai perbandingan massa zat tertentu dengan massa larutan:
,
dimana ω(X) adalah fraksi massa zat terlarut X;
m(X) – massa zat terlarut X;
m larutan – massa larutan.
Fraksi massa suatu zat, dihitung dengan rumus di atas, adalah besaran tak berdimensi yang dinyatakan dalam pecahan satuan (0< ω(X) < 1).
Fraksi massa dapat dinyatakan tidak hanya dalam pecahan satuan, tetapi juga dalam persentase. Dalam hal ini, rumus perhitungannya terlihat seperti:
Fraksi massa yang dinyatakan dalam persentase sering disebut konsentrasi persentase . Jelas persentase konsentrasi zat terlarut adalah 0%< ω(X) < 100%.
Persentase konsentrasi menunjukkan berapa banyak bagian massa suatu zat terlarut yang terkandung dalam 100 bagian massa suatu larutan. Jika kita memilih gram sebagai satuan massa, maka definisi ini juga dapat ditulis sebagai berikut: persentase konsentrasi menunjukkan berapa gram zat terlarut yang terkandung dalam 100 gram larutan.
Jelas bahwa, misalnya, larutan 30% sama dengan fraksi massa zat terlarut sebesar 0,3.
Cara lain untuk menyatakan kandungan zat terlarut suatu larutan adalah konsentrasi molar (molaritas).
Konsentrasi molar suatu zat, atau molaritas suatu larutan, menunjukkan berapa mol suatu zat terlarut yang terkandung dalam 1 liter (1 dm3) larutan.
dimana C(X) adalah konsentrasi molar zat terlarut X (mol/l);
n(X) – jumlah kimia zat terlarut X (mol);
V larutan – volume larutan (l).
Contoh 5.1 Hitung konsentrasi molar H 3 PO 4 dalam larutan jika diketahui fraksi massa H 3 PO 4 adalah 60% dan massa jenis larutan adalah 1,43 g/ml.
Menurut definisi konsentrasi persentase
100 g larutan mengandung 60 g asam fosfat.
n(H 3 PO 4) = m(H 3 PO 4) : M(H 3 PO 4) = 60 g: 98 g/mol = 0,612 mol;
V larutan = m larutan: ρ larutan = 100 g: 1,43 g/cm 3 = 69,93 cm 3 = 0,0699 l;
C(H 3 PO 4) = n(H 3 PO 4) : V larutan = 0,612 mol: 0,0699 l = 8,755 mol/l.
Contoh 5.2 Ada larutan H 2 SO 4 0,5 M. Berapa fraksi massa asam sulfat dalam larutan ini? Ambil massa jenis larutan sebesar 1 g/ml.
Menurut definisi konsentrasi molar
1 liter larutan mengandung 0,5 mol H 2 SO 4
(entri “larutan 0,5 M” berarti C(H 2 SO 4) = 0,5 mol/l).
m larutan = V larutan × ρ larutan = 1000 ml × 1 g/ml = 1000 g;
m(H 2 SO 4) = n(H 2 SO 4) × M(H 2 SO 4) = 0,5 mol × 98 g/mol = 49 g;
ω(H 2 SO 4) = m(H 2 SO 4) : m larutan = 49 g: 1000 g = 0,049 (4,9%).
Contoh 5.3 Berapa volume air dan larutan H 2 SO 4 96% dengan massa jenis 1,84 g/ml yang harus diambil untuk membuat 2 liter larutan H 2 SO 4 60% dengan massa jenis 1,5 g/ml.
Ketika memecahkan masalah pembuatan larutan encer dari larutan pekat, perlu diperhatikan bahwa larutan asli (pekat), air dan larutan yang dihasilkan (diencerkan) mempunyai massa jenis yang berbeda. Dalam hal ini, harus diingat bahwa V larutan awal + V air ≠ V larutan yang dihasilkan,
karena selama pencampuran larutan pekat dan air, terjadi perubahan (peningkatan atau penurunan) volume seluruh sistem.
Pemecahan masalah tersebut harus dimulai dengan mencari tahu parameter larutan encer (yaitu larutan yang perlu disiapkan): massanya, massa zat terlarut, dan, jika perlu, jumlah zat terlarut.
M larutan 60% = V larutan 60% ∙ ρ larutan 60% = 2000 ml × 1,5 g/ml = 3000 g.
m(H 2 SO 4) dalam larutan 60% = m larutan 60% w(H 2 SO 4) dalam larutan 60% = 3000 g 0,6 = 1800 g.
Massa asam sulfat murni dalam larutan yang disiapkan harus sama dengan massa asam sulfat dalam porsi larutan 96% yang harus diambil untuk membuat larutan encer. Dengan demikian,
m(H 2 SO 4) dalam larutan 60% = m(H 2 SO 4) dalam larutan 96% = 1800 g.
m larutan 96% = m (H 2 SO 4) dalam larutan 96%: w(H 2 SO 4) dalam larutan 96% = 1800 g: 0,96 = 1875 g.
m (H 2 O) = m larutan 40% – m larutan 96% = 3000 g – 1875 g = 1125 g.
V larutan 96% = m larutan 96%: ρ larutan 96% = 1875 g: 1,84 g/ml = 1019 ml » 1,02 l.
V air = m air: ρ air = 1125g: 1 g/ml = 1125 ml = 1,125 l.
Contoh 5.4 Campurkan 100 ml larutan CuCl 2 0,1 M dan 150 ml larutan Cu(NO 3) 2 0,2 M. Hitung konsentrasi molar ion Cu 2+, Cl – dan NO 3 – dalam larutan yang dihasilkan.
Saat memecahkan masalah serupa dalam mencampur larutan encer, penting untuk dipahami bahwa larutan encer memiliki massa jenis yang kira-kira sama, kira-kira sama dengan massa jenis air. Ketika dicampur, volume total sistem praktis tidak berubah: V 1 larutan encer + V 2 larutan encer +..." V larutan yang dihasilkan.
Dalam solusi pertama:
n(CuCl 2) = C(CuCl 2) V larutan CuCl 2 = 0,1 mol/l × 0,1 l = 0,01 mol;
CuCl 2 adalah elektrolit kuat: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl – ;
Oleh karena itu n(Cu 2+) = n(CuCl 2) = 0,01 mol; n(Cl –) = 2 × 0,01 = 0,02 mol.
Dalam solusi kedua:
n(Cu(NO 3) 2) = C(Cu(NO 3) 2) × V larutan Cu(NO 3) 2 = 0,2 mol/l × 0,15 l = 0,03 mol;
Cu(NO 3) 2 – elektrolit kuat: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 –;
Oleh karena itu n(Cu 2+) = n(Cu(NO 3) 2) = 0,03 mol; n(NO 3 –) = 2×0,03 = 0,06 mol.
Setelah mencampurkan larutan:
n(Cu 2+) jumlah. = 0,01 mol + 0,03 mol = 0,04 mol;
V jumlah » V larutan CuCl 2 + V larutan Cu(NO 3) 2 = 0,1 l + 0,15 l = 0,25 l;
C(Cu 2+) = n(Cu 2+) : V jumlah. = 0,04 mol: 0,25 l = 0,16 mol/l;
C(Cl –) = n(Cl –) : Vtot. = 0,02 mol: 0,25 l = 0,08 mol/l;
C(NO 3 –) = n(NO 3 –) : Vtot. = 0,06 mol: 0,25 l = 0,24 mol/l.
Contoh 5.5 684 mg aluminium sulfat dan 1 ml larutan asam sulfat 9,8% dengan kepadatan 1,1 g/ml ditambahkan ke dalam labu. Campuran yang dihasilkan dilarutkan dalam air; Volume larutan dijadikan 500 ml dengan air. Hitung konsentrasi molar ion H +, Al 3+ SO 4 2– dalam larutan yang dihasilkan.
Mari kita hitung jumlah zat terlarut:
n(Al 2 (SO 4) 3)=m(Al 2 (SO 4) 3) : M(Al 2 (SO 4) 3)=0,684 g: 342 g mol=0,002 mol;
Al 2 (SO 4) 3 – elektrolit kuat: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2– ;
Oleh karena itu n(Al 3+)=2×0,002 mol=0,004 mol; n(SO 4 2–)=3×0,002 mol=0,006 mol.
m larutan H 2 SO 4 = V larutan H 2 SO 4 × ρ larutan H 2 SO 4 = 1 ml × 1,1 g/ml = 1,1 g;
m(H 2 SO 4) = m larutan H 2 SO 4 × w(H 2 SO 4) = 1,1 g 0,098 = 0,1078 g.
n(H 2 SO 4) = m(H 2 SO 4) : M(H 2 SO 4) = 0,1078 g: 98 g/mol = 0,0011 mol;
H 2 SO 4 adalah elektrolit kuat: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2– .
Oleh karena itu, n(SO 4 2–) = n(H 2 SO 4) = 0,0011 mol; n(H+) = 2 × 0,0011 = 0,0022 mol.
Sesuai dengan kondisi soal, volume larutan yang dihasilkan adalah 500 ml (0,5 l).
n(JADI 4 2–) jumlah. = 0,006 mol + 0,0011 mol = 0,0071 mol.
C(Al 3+) = n(Al 3+): V larutan = 0,004 mol: 0,5 l = 0,008 mol/l;
C(H +) = n(H +): V larutan = 0,0022 mol: 0,5 l = 0,0044 mol/l;
(SO 4 2–) = n(SO 4 2–) jumlah. : V larutan = 0,0071 mol: 0,5 l = 0,0142 mol/l.
Contoh 5.6 Berapa massa besi sulfat (FeSO 4 ·7H 2 O) dan berapa volume air yang diperlukan untuk membuat 3 liter larutan besi (II) sulfat 10%. Ambil kepadatan larutan menjadi 1,1 g/ml.
Massa solusi yang perlu disiapkan adalah:
m larutan = V larutan ∙ ρ larutan = 3000 ml ∙ 1,1 g/ml = 3300 g.
Massa besi (II) sulfat murni dalam larutan ini adalah:
m(FeSO 4) = m larutan × w(FeSO 4) = 3300 g × 0,1 = 330 g.
Massa FeSO 4 anhidrat yang sama harus terkandung dalam jumlah kristal hidrat yang harus diambil untuk menyiapkan larutan. Dari perbandingan massa molar M(FeSO 4 7H 2 O) = 278 g/mol dan M(FeSO 4) = 152 g/mol,
kami mendapatkan proporsinya:
278 g FeSO 4 ·7H 2 O mengandung 152 g FeSO 4;
x g FeSO 4 ·7H 2 O mengandung 330 g FeSO 4 ;
x = (278·330) : 152 = 603,6 gram.
m air = m larutan – m besi sulfat = 3300 g – 603,6 g = 2696,4 g.
Karena massa jenis air adalah 1 g/ml, maka volume air yang harus diambil untuk membuat larutan adalah sama dengan: V air = m air: ρ air = 2696,4 g: 1 g/ml = 2696,4 ml.
Contoh 5.7 Berapa massa garam Glauber (Na 2 SO 4 ·10H 2 O) yang harus dilarutkan dalam 500 ml larutan natrium sulfat 10% (massa jenis larutan 1,1 g/ml) untuk memperoleh larutan Na 2 SO 4 15%?
Misalkan diperlukan x gram garam Glauber Na 2 SO 4 10H 2 O. Maka massa larutan yang dihasilkan adalah:
m larutan 15% = m larutan asli (10%) + m garam Glauber = 550 + x (g);
m larutan awal (10%) = V larutan 10% × ρ larutan 10% = 500 ml × 1,1 g/ml = 550 g;
m(Na 2 SO 4) dalam larutan asal (10%) = m larutan 10% a · w(Na 2 SO 4) = 550 g · 0,1 = 55 g.
Mari kita nyatakan melalui x massa Na 2 SO 4 murni yang terkandung dalam x gram Na 2 SO 4 10H 2 O.
M(Na 2 SO 4 ·10H 2 O) = 322 g/mol; M(Na 2 JADI 4) = 142 g/mol; karena itu:
322 g Na 2 SO 4 ·10H 2 O mengandung 142 g Na 2 SO 4 anhidrat;
x g Na 2 SO 4 ·10H 2 O mengandung mg Na 2 SO 4 anhidrat.
m(Na 2 SO 4) = 142 x: 322 = 0,441 x x.
Massa total natrium sulfat dalam larutan yang dihasilkan akan sama dengan:
m(Na 2 SO 4) dalam larutan 15% = 55 + 0,441 × x (g).
Dalam solusi yang dihasilkan: 
= 0,15
, dari mana x = 94,5 g.
Tugas No.6
Tabel 6 – Ketentuan tugas No.6
| Opsi No. | Kondisi teks |
| 5 g Na 2 SO 4 × 10H 2 O dilarutkan dalam air dan volume larutan yang dihasilkan dijadikan 500 ml dengan air. Hitung fraksi massa Na 2 SO 4 dalam larutan ini (ρ = 1 g/ml) dan konsentrasi molar ion Na + dan SO 4 2–. | |
| Larutannya dicampur: 100 ml 0,05 M Cr 2 (SO 4) 3 dan 100 ml 0,02 M Na 2 SO 4. Hitung konsentrasi molar ion Cr 3+, Na + dan SO 4 2– dalam larutan yang dihasilkan. | |
| Berapa volume air dan larutan asam sulfat 98% (massa jenis 1,84 g/ml) yang harus diambil untuk membuat 2 liter larutan 30% dengan massa jenis 1,2 g/ml? | |
| 50 g Na 2 CO 3 × 10H 2 O dilarutkan dalam 400 ml air. Berapa konsentrasi molar ion Na + dan CO 3 2– serta fraksi massa Na 2 CO 3 dalam larutan yang dihasilkan (ρ = 1,1 gram/ml)? | |
| Larutan dicampur: 150 ml 0,05 M Al 2 (SO 4) 3 dan 100 ml 0,01 M NiSO 4. Hitung konsentrasi molar ion Al 3+, Ni 2+, SO 4 2- dalam larutan yang dihasilkan. | |
| Berapa volume air dan larutan asam nitrat 60% (massa jenis 1,4 g/ml) yang diperlukan untuk membuat 500 ml larutan 4 M (massa jenis 1,1 g/ml)? | |
| Berapa massa tembaga sulfat (CuSO 4 × 5H 2 O) yang diperlukan untuk membuat 500 ml larutan tembaga sulfat 5% dengan massa jenis 1,05 g/ml? | |
| 1 ml larutan 36% (ρ = 1,2 g/ml) HCl dan 10 ml larutan ZnCl 2 0,5 M ditambahkan ke dalam labu. Volume larutan yang dihasilkan dibawa ke 50 ml dengan air. Berapa konsentrasi molar ion H + , Zn 2+ , Cl – dalam larutan yang dihasilkan? | |
| Berapa fraksi massa Cr 2 (SO 4) 3 dalam larutan (ρ » 1 g/ml), jika diketahui konsentrasi molar ion sulfat dalam larutan tersebut adalah 0,06 mol/l? | |
| Berapa volume air dan larutan 10 M (ρ=1,45 g/ml) natrium hidroksida yang diperlukan untuk membuat 2 liter larutan NaOH 10% (ρ=1,1 g/ml)? | |
| Berapa gram besi sulfat FeSO 4 × 7H 2 O yang dapat diperoleh dengan menguapkan air dari 10 liter larutan besi (II) sulfat 10% (massa jenis larutan 1,2 g/ml)? | |
| Larutannya dicampur: 100 ml 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 dan 50 ml 0,2 M CuSO 4. Hitung konsentrasi molar ion Cr 3+, Cu 2+, SO 4 2- dalam larutan yang dihasilkan. |
Lanjutan tabel 6
| Opsi No. | Kondisi teks |
| Berapa volume air dan larutan asam fosfat 40% dengan massa jenis 1,35 g/ml yang diperlukan untuk membuat 1 m 3 larutan 5% H 3 PO 4, yang massa jenisnya 1,05 g/ml? | |
| 16,1 g Na 2 SO 4 × 10H 2 O dilarutkan dalam air dan volume larutan yang dihasilkan dijadikan 250 ml dengan air. Hitung fraksi massa dan konsentrasi molar Na 2 SO 4 dalam larutan yang dihasilkan (asumsikan massa jenis larutan adalah 1 g/ml). | |
| Larutan dicampur: 150 ml 0,05 M Fe 2 (SO 4) 3 dan 100 ml 0,1 M MgSO 4. Hitung konsentrasi molar ion Fe 3+, Mg 2+, SO 4 2– dalam larutan yang dihasilkan. | |
| Berapa volume air dan asam klorida 36% (massa jenis 1,2 g/ml) yang diperlukan untuk membuat 500 ml larutan 10% yang massa jenisnya 1,05 g/ml? | |
| 20 g Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O dilarutkan dalam 200 ml air. Berapa fraksi massa zat terlarut dalam larutan yang dihasilkan, yang massa jenisnya 1,1 g/ml? Hitung konsentrasi molar ion Al 3+ dan SO 4 2– dalam larutan ini. | |
| Larutan dicampur: 100 ml 0,05 M Al 2 (SO 4) 3 dan 150 ml 0,01 M Fe 2 (SO 4) 3. Hitung konsentrasi molar ion Fe 3+, Al 3+ dan SO 4 2– dalam larutan yang dihasilkan. | |
| Berapa volume air dan larutan asam asetat 80% (massa jenis 1,07 g/ml) yang diperlukan untuk membuat 0,5 liter cuka meja, yang fraksi massa asamnya 7%? Ambil kepadatan cuka meja sama dengan 1 g/ml. | |
| Berapa massa besi sulfat (FeSO 4 × 7H 2 O) yang diperlukan untuk membuat 100 ml larutan besi sulfat 3%? Massa jenis larutan adalah 1 g/ml. | |
| 2 ml larutan HCl 36% (massa jenis 1,2 g/cm 3) dan 20 ml larutan CuCl 2 0,3 M ditambahkan ke dalam labu. Volume larutan yang dihasilkan dibawa ke 200 ml dengan air. Hitung konsentrasi molar ion H +, Cu 2+ dan Cl – dalam larutan yang dihasilkan. | |
| Berapa persentase konsentrasi Al 2 (SO 4) 3 dalam larutan yang konsentrasi molar ion sulfatnya 0,6 mol/l. Massa jenis larutan adalah 1,05 g/ml. | |
| Berapa volume air dan larutan KOH 10 M (massa jenis larutan 1,4 g/ml) yang diperlukan untuk membuat 500 ml larutan KOH 10% dengan massa jenis 1,1 g/ml? | |
| Berapa gram tembaga sulfat CuSO 4 × 5H 2 O yang dapat diperoleh dengan menguapkan air dari 15 liter larutan tembaga sulfat 8% yang massa jenisnya 1,1 g/ml? | |
| Larutannya dicampur: 200 ml 0,025 M Fe 2 (SO 4) 3 dan 50 ml 0,05 M FeCl 3. Hitung konsentrasi molar ion Fe 3+, Cl –, SO 4 2– dalam larutan yang dihasilkan. | |
| Berapa volume air dan larutan 70% H 3 PO 4 (massa jenis 1,6 g/ml) yang diperlukan untuk membuat 0,25 m 3 larutan 10% H 3 PO 4 (massa jenis 1,1 g/ml)? | |
| 6 g Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O dilarutkan dalam 100 ml air. Hitung fraksi massa Al 2 (SO 4) 3 dan konsentrasi molar ion Al 3+ dan SO 4 2– dalam larutan tersebut. larutan yang dihasilkan, massa jenisnya adalah 1 g/ml. | |
| Larutannya dicampur: 50 ml 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 dan 200 ml 0,02 M Cr(NO 3) 3. Hitung konsentrasi molar ion Cr 3+, NO 3 –, SO 4 2- dalam larutan yang dihasilkan. | |
| Berapa volume larutan asam perklorat 50% (massa jenis 1,4 g/ml) dan air yang diperlukan untuk membuat 1 liter larutan 8% dengan massa jenis 1,05 g/ml? | |
| Berapa gram garam Glauber Na 2 SO 4 × 10H 2 O yang harus dilarutkan dalam 200 ml air untuk memperoleh larutan natrium sulfat 5%? | |
| 1 ml larutan H 2 SO 4 80% (kepadatan larutan 1,7 g/ml) dan 5000 mg Cr 2 (SO 4) 3 ditambahkan ke dalam labu. Campuran tersebut dilarutkan dalam air; volume larutan dijadikan 250 ml. Hitung konsentrasi molar ion H +, Cr 3+ dan SO 4 2– dalam larutan yang dihasilkan. |
Lanjutan tabel 6
KESETIMBANGAN KIMIA
Semua reaksi kimia dapat dibagi menjadi 2 kelompok: reaksi ireversibel, yaitu reaksi ireversibel. berlangsung sampai setidaknya salah satu zat yang bereaksi habis dikonsumsi, dan reaksi reversibel, di mana tidak ada satu pun zat yang bereaksi yang habis dikonsumsi. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa reaksi reversibel dapat terjadi baik dalam arah maju maupun mundur. Contoh klasik dari reaksi reversibel adalah sintesis amonia dari nitrogen dan hidrogen:
N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .
Pada saat reaksi dimulai, konsentrasi zat awal dalam sistem adalah maksimum; pada saat ini kecepatan reaksi maju juga maksimum. Pada saat reaksi dimulai, masih belum ada produk reaksi dalam sistem (dalam contoh ini amonia), oleh karena itu laju reaksi sebaliknya adalah nol. Ketika zat awal berinteraksi satu sama lain, konsentrasinya menurun, sehingga laju reaksi langsung menurun. Konsentrasi produk reaksi meningkat secara bertahap, sehingga laju reaksi sebaliknya juga meningkat. Setelah beberapa waktu, laju reaksi maju menjadi sama dengan laju reaksi balik. Keadaan sistem ini disebut keadaan kesetimbangan kimia. Konsentrasi zat dalam suatu sistem dalam keadaan setimbang kimia disebut konsentrasi kesetimbangan. Ciri kuantitatif suatu sistem yang berada dalam keadaan setimbang kimia adalah konstanta kesetimbangan.
Untuk setiap reaksi reversibel a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + ... ekspresi konstanta kesetimbangan kimia (K) ditulis sebagai pecahan, yang pembilangnya berisi konsentrasi kesetimbangan produk reaksi , dan penyebutnya berisi konsentrasi kesetimbangan zat awal, Selain itu, konsentrasi setiap zat harus dipangkatkan sama dengan koefisien stoikiometri dalam persamaan reaksi.
Misalnya untuk reaksi N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.
Perlu diingat bahwa ekspresi konstanta kesetimbangan mencakup konsentrasi kesetimbangan hanya zat gas atau zat dalam keadaan terlarut . Konsentrasi padatan diasumsikan konstan dan tidak termasuk dalam persamaan konstanta kesetimbangan.
CO 2 (gas) + C (padat) ⇆ 2CO (gas)
CH 3 COOH (larutan) ⇆ CH 3 COO – (larutan) + H + (larutan)
Ba 3 (PO 4) 2 (padat) ⇆ 3 Ba 2+ (larutan jenuh) + 2 PO 4 3– (larutan jenuh) K=C 3 (Ba 2+) C 2 (PO 4 3–)
Ada dua jenis masalah terpenting yang terkait dengan penghitungan parameter sistem keseimbangan:
1) konsentrasi awal zat awal diketahui; dari kondisi soal dapat diketahui konsentrasi zat yang bereaksi (atau terbentuk) pada saat terjadi kesetimbangan; soal tersebut memerlukan penghitungan konsentrasi kesetimbangan semua zat dan nilai numerik konstanta kesetimbangan;
2) diketahui konsentrasi awal zat awal dan tetapan kesetimbangan. Kondisi tersebut tidak memuat data konsentrasi zat yang bereaksi atau terbentuk. Diperlukan untuk menghitung konsentrasi kesetimbangan semua peserta dalam reaksi.
Untuk mengatasi masalah seperti itu, perlu dipahami bahwa konsentrasi kesetimbangan adalah apa pun asli zat dapat dicari dengan mengurangkan konsentrasi zat yang bereaksi dari konsentrasi awal:
Kesetimbangan C = C awal – C zat yang bereaksi.
Konsentrasi kesetimbangan produk reaksi sama dengan konsentrasi produk yang terbentuk pada saat kesetimbangan:
C kesetimbangan = C produk yang terbentuk.
Oleh karena itu, untuk menghitung parameter suatu sistem kesetimbangan, sangat penting untuk dapat menentukan berapa banyak zat awal yang bereaksi pada saat kesetimbangan dan berapa banyak produk reaksi yang terbentuk. Untuk menentukan jumlah (atau konsentrasi) zat yang bereaksi dan terbentuk, dilakukan perhitungan stoikiometri dengan menggunakan persamaan reaksi.
Contoh 6.1 Konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen dalam sistem kesetimbangan N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 berturut-turut adalah 3 mol/l dan 4 mol/l. Pada saat kesetimbangan kimia terjadi, 70% dari jumlah awal hidrogen tetap berada dalam sistem. Tentukan tetapan kesetimbangan reaksi tersebut.
Dari kondisi soal berikut ini bahwa pada saat kesetimbangan terjadi, 30% hidrogen telah bereaksi (soal tipe 1):
4 mol/l H 2 – 100%
x mol/l H 2 – 30%
x = 1,2 mol/l = C bereaksi. (H2)
Seperti dapat dilihat dari persamaan reaksi, nitrogen seharusnya masuk ke dalam reaksi 3 kali lebih sedikit daripada hidrogen, yaitu. Dengan proreak. (N 2) = 1,2 mol/l: 3 = 0,4 mol/l. Amonia terbentuk 2 kali lebih banyak daripada nitrogen yang bereaksi:
Dari gambar. (NH 3) = 2 × 0,4 mol/l = 0,8 mol/l
Konsentrasi kesetimbangan semua peserta reaksi adalah sebagai berikut:
Dengan setara (H 2)= C mulai (H 2) - C bereaksi. (H 2) = 4 mol/l – 1,2 mol/l = 2,8 mol/l;
Dengan setara (N 2)= C mulai (N 2) – C bereaksi. (N 2) = 3 mol/l – 0,4 mol/l = 2,6 mol/l;
Dengan setara (NH 3) = C gambar. (NH 3) = 0,8 mol/l.
Konstanta kesetimbangan = 
.
Contoh 6.2 Hitung konsentrasi kesetimbangan hidrogen, yodium dan hidrogen iodida dalam sistem H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, jika diketahui konsentrasi awal H 2 dan I 2 masing-masing adalah 5 mol/l dan 3 mol/l, dan konstanta kesetimbangannya adalah 1.
Perlu dicatat bahwa dalam kondisi soal ini (masalah tipe 2), kondisi tersebut tidak menjelaskan apa pun tentang konsentrasi zat awal yang bereaksi dan produk yang dihasilkan. Oleh karena itu, ketika menyelesaikan soal seperti itu, konsentrasi beberapa zat yang bereaksi biasanya diambil sama dengan x.
Misalkan x mol/l H 2 bereaksi pada saat kesetimbangan terjadi. Kemudian, sebagai berikut dari persamaan reaksi, x mol/l I 2 harus bereaksi, dan 2x mol/l HI harus terbentuk. Konsentrasi kesetimbangan semua peserta reaksi adalah sebagai berikut:
Dengan setara (H 2) = C mohon. (H 2) – C bereaksi. (H 2) = (5 – x) mol/l;
Dengan setara (Saya 2) = C mulai (I 2) – C bereaksi. (Saya 2) = (3 – x) mol/l;
Dengan setara (HI) = Dari gambar. (HI) = 2x mol/l.
4x 2 = 15 – 8x + x 2
3x 2 + 8x – 15 = 0
x 1 = –3,94 x 2 = 1,27
Hanya akar positif x = 1,27 yang mempunyai arti fisis.
Oleh karena itu, C sama. (H 2) = (5 – x) mol/l = 5 – 1,27 = 3,73 mol/l;
Dengan setara (I 2) = (3 – x) mol/l = 3 – 1,27 = 1,73 mol/l;
Dengan setara (HI) = 2x mol/l = 2·1,27 = 2,54 mol/l.
Tugas No.7
Tabel 7 – Ketentuan tugas No.7
Lanjutan tabel 7
Untuk setiap zat reaksi, terdapat jumlah zat berikut:
Jumlah awal zat ke-i (jumlah zat sebelum terjadinya reaksi);
Jumlah akhir zat ke-i (jumlah zat pada akhir reaksi);
Banyaknya zat yang bereaksi (untuk zat awal) atau zat yang terbentuk (untuk hasil reaksi).
Karena jumlah suatu zat tidak boleh negatif, maka untuk zat awalnya
Sejak >.
Untuk produk reaksi >, oleh karena itu, .
Rasio stoikiometri adalah hubungan antara jumlah, massa atau volume (untuk gas) zat yang bereaksi atau produk reaksi, dihitung berdasarkan persamaan reaksi. Perhitungan menggunakan persamaan reaksi didasarkan pada hukum dasar stoikiometri: perbandingan jumlah zat yang bereaksi atau terbentuk (dalam mol) sama dengan perbandingan koefisien yang sesuai dalam persamaan reaksi (koefisien stoikiometri).
Untuk reaksi aluminotermik dijelaskan dengan persamaan:
3Fe 3 O 4 + 8Al = 4Al 2 O 3 + 9Fe,
jumlah zat yang bereaksi dan produk reaksi berhubungan sebagai
Untuk perhitungan, akan lebih mudah untuk menggunakan rumusan lain dari hukum ini: perbandingan jumlah zat yang bereaksi atau terbentuk sebagai hasil reaksi terhadap koefisien stoikiometrinya adalah konstanta untuk reaksi tertentu.
Secara umum untuk reaksi berbentuk
aA + bB = cC + dD,
dimana huruf kecil menunjukkan koefisien dan huruf besar menunjukkan zat kimia, jumlah zat yang bereaksi dihubungkan oleh hubungan:
Dua suku apa pun dari rasio ini, yang dihubungkan dengan persamaan, membentuk proporsi suatu reaksi kimia: misalnya,
Jika massa zat yang terbentuk atau bereaksi diketahui suatu reaksi, maka jumlahnya dapat dicari dengan menggunakan rumus
dan kemudian, dengan menggunakan proporsi reaksi kimia, reaksi untuk zat-zat yang tersisa dapat ditemukan. Suatu zat, yang berdasarkan massa atau kuantitasnya ditemukan massa, jumlah, atau volume peserta lain dalam reaksi, kadang-kadang disebut zat pendukung.
Jika massa beberapa reagen diberikan, maka massa zat yang tersisa dihitung berdasarkan zat yang persediaannya terbatas, yaitu dikonsumsi seluruhnya dalam reaksi. Jumlah zat yang sama persis dengan persamaan reaksi tanpa kelebihan atau kekurangan disebut besaran stoikiometri.
Jadi, dalam soal-soal yang berkaitan dengan perhitungan stoikiometri, tindakan utamanya adalah mencari zat pendukung dan menghitung jumlah yang masuk atau terbentuk sebagai hasil reaksi.
Perhitungan jumlah padatan individu
dimana adalah jumlah zat padat individu A;
Massa zat padat individu A, g;
Massa molar zat A, g/mol.
Perhitungan jumlah mineral alam atau campuran padatan
Biarkan mineral alami pirit diberikan, komponen utamanya adalah FeS 2. Selain itu, pirit mengandung pengotor. Kandungan komponen utama atau pengotor ditunjukkan dalam persen massa, misalnya .
Jika kandungan komponen utamanya diketahui, maka
Jika kandungan pengotornya diketahui, maka
dimana jumlah masing-masing zat FeS 2, mol;
Massa mineral pirit, g.
Demikian pula, jumlah suatu komponen dalam campuran padatan dihitung jika kandungannya dalam fraksi massa diketahui.
Perhitungan jumlah zat dalam cairan murni
Jika massanya diketahui, maka perhitungannya serupa dengan perhitungan suatu benda padat.
Jika volume zat cair diketahui, maka
1. Temukan massa volume cairan ini:
m f = V f ·s f,
dimana mf adalah massa cairan g;
Vf - volume cairan, ml;
sf - massa jenis cairan, g/ml.
2. Tentukan jumlah mol zat cair:
Teknik ini cocok untuk segala keadaan agregasi suatu zat.
Tentukan banyaknya zat H 2 O dalam 200 ml air.
Penyelesaian: jika suhunya tidak ditentukan, maka massa jenis air diambil 1 g/ml, maka:
Perhitungan jumlah zat terlarut dalam suatu larutan jika konsentrasinya diketahui
Jika fraksi massa zat terlarut, massa jenis larutan dan volumenya diketahui, maka
m solusi = V solusi c solusi,
dimana m larutan adalah massa larutan, g;
V larutan - volume larutan, ml;
c larutan - kepadatan larutan, g/ml.
dimana massa zat terlarut, g;
Fraksi massa zat terlarut, dinyatakan dalam%.
Tentukan banyaknya asam nitrat dalam 500 ml larutan asam 10% dengan massa jenis 1,0543 g/ml.
Tentukan massa larutan
m larutan = V larutan s larutan = 500 1,0543 = 527,150 g.
Tentukan massa HNO 3 murni
Tentukan jumlah mol HNO 3
Jika konsentrasi molar zat terlarut dan zat serta volume larutan diketahui, maka
dimana volume larutan, l;
Konsentrasi molar zat ke-i dalam larutan, mol/l.
Perhitungan jumlah zat gas individu
Jika diberikan massa suatu zat gas, maka dihitung menggunakan rumus (1).
Jika diberikan volume yang diukur pada kondisi normal, maka menurut rumus (2), jika volume zat gas diukur pada kondisi lain, maka menurut rumus (3), rumusnya diberikan pada halaman 6-7.
Dalam menyusun persamaan reaksi oksidasi-reduksi (ORR), perlu ditentukan zat pereduksi, zat pengoksidasi, dan jumlah elektron yang diberikan dan diterima. Koefisien ORR stoikiometri dipilih menggunakan metode keseimbangan elektron atau metode keseimbangan elektron-ion (yang terakhir juga disebut metode setengah reaksi). Mari kita lihat beberapa contoh. Sebagai contoh penyusunan persamaan ORR dan pemilihan koefisien stoikiometri, kita akan menganalisis proses oksidasi besi (II) disulfida (pirit) dengan asam nitrat pekat: Pertama-tama, kita akan menentukan kemungkinan produk reaksi. Asam nitrat merupakan oksidator kuat, sehingga ion sulfida dapat dioksidasi menjadi bilangan oksidasi maksimum S (H2S04) atau menjadi S (SO2), dan Fe - menjadi Fe, sedangkan HN03 dapat direduksi menjadi NO atau N02 (himpunan produk tertentu ditentukan konsentrasi reagen, suhu, dll.). Mari kita pilih opsi berikut ini: H20 akan berada di sisi kiri atau kanan persamaan, kita belum tahu. Ada dua metode utama untuk memilih koefisien. Mari kita terapkan terlebih dahulu metode keseimbangan elektron-ion. Inti dari metode ini ada pada dua pernyataan yang sangat sederhana dan sangat penting. Pertama, metode ini mempertimbangkan transisi elektron dari satu partikel ke partikel lainnya, dengan tetap mempertimbangkan sifat mediumnya (asam, basa, atau netral). Kedua, ketika menyusun persamaan keseimbangan elektron-ion, hanya partikel-partikel yang benar-benar ada selama ORR tertentu yang ditulis - hanya kation atau annon yang benar-benar ada yang ditulis dalam bentuk ion; Zat yang bersifat diiosiatif buruk, tidak larut, atau dilepaskan dalam bentuk gas ditulis dalam bentuk molekul. Saat menyusun persamaan proses oksidasi dan reduksi, untuk menyamakan jumlah atom hidrogen dan oksigen, baik molekul air dan ion hidrogen (jika mediumnya asam), atau molekul air dan ion hidroksida (jika mediumnya basa) adalah diperkenalkan (tergantung pada medianya). Mari kita perhatikan setengah reaksi oksidasi untuk kasus kita. Molekul FeS2 (zat yang sulit larut) diubah menjadi ion Fe3+ (besi nitrat (I1) terdisosiasi sempurna menjadi ion) dan ion sulfat S042 (disosiasi H2SO4): Sekarang mari kita perhatikan setengah reaksi reduksi ion nitrat: Untuk menyamakan oksigen, tambahkan 2 molekul air ke sisi kanan, dan ke kiri - 4 ion H+: Untuk menyamakan muatan, kita tambahkan 3 elektron ke sisi kiri (muatan +3): Akhirnya kita mendapatkan: Mengurangi kedua bagian sebesar 16H+ dan 8H20, kita mendapatkan persamaan ion terakhir yang disingkat dari reaksi redoks: Dengan menambahkan jumlah ion NOJ nH+ yang sesuai ke kedua sisi persamaan, kita menemukan persamaan molekul dari reaksi tersebut: Harap dicatat bahwa untuk menentukan jumlah elektron yang diberikan dan diterima, kita tidak perlu menentukan bilangan oksidasi unsur-unsurnya. Selain itu, kami memperhitungkan pengaruh lingkungan dan “secara otomatis” menentukan bahwa H20 berada di pihak yang benar. Tidak ada keraguan bahwa metode ini sangat masuk akal secara kimia. Metode keseimbangan emprooigo. Inti dari metode mencari koefisien stoikiometri dalam persamaan ORR adalah penentuan wajib bilangan oksidasi atom-atom unsur yang berpartisipasi dalam ORR. Dengan menggunakan pendekatan ini, kita kembali menyamakan reaksi (11.1) (di atas kita menerapkan metode setengah reaksi pada reaksi ini). Proses reduksi dijelaskan secara sederhana: Lebih sulit untuk membuat skema oksidasi, karena dua unsur dioksidasi sekaligus - Fe dan S. Anda dapat menetapkan bilangan oksidasi +2 untuk besi, 1 untuk belerang dan memperhitungkan bahwa untuk satu atom Fe terdapat dua atom S: Namun, Anda dapat melakukannya tanpa menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan diagram yang menyerupai diagram (11.2): Sisi kanan bermuatan +15, sisi kiri - 0, jadi FeS2 harus memberikan naik 15 elektron. Kita tuliskan keseimbangan umum: Kita perlu “memahami” persamaan keseimbangan yang dihasilkan lebih jauh - persamaan ini menunjukkan bahwa 5 molekul HN03 digunakan untuk oksidasi FeS2 dan 3 molekul HNO lagi diperlukan untuk pembentukan Fe(N03)j: Untuk menyamakan hidrogen dan oksigen, di sisi kanan Anda perlu menambahkan 2 molekul H20: Metode keseimbangan elektron-ion lebih universal dibandingkan dengan metode keseimbangan elektronik dan memiliki keunggulan yang tidak dapat disangkal dalam memilih koefisien di banyak ORR, khususnya dengan partisipasi senyawa organik, yang bahkan prosedur penentuan bilangan oksidasinya pun sangat rumit. - Perhatikan, misalnya, proses oksidasi etilen yang terjadi ketika etilen dilewatkan melalui larutan kalium permanganat. Akibatnya, etilen dioksidasi menjadi etilen glikol HO - CH2 - CH2 - OH, dan permanganat direduksi menjadi mangan oksida (TV), selain itu, seperti terlihat dari persamaan keseimbangan akhir, kalium hidroksida juga terbentuk di sebelah kanan : Setelah melakukan reduksi yang diperlukan untuk suku-suku serupa, kami menulis persamaan dalam bentuk molekul akhir* Pengaruh lingkungan terhadap sifat proses ORR. Contoh yang dianalisis (11.1) - (11.4) dengan jelas menggambarkan “teknik” penggunaan metode keseimbangan elektron-ion dalam kasus ORR yang terjadi dalam lingkungan asam atau basa. Sifat lingkungan mempengaruhi jalannya reaksi redoks tertentu; untuk “merasakan” pengaruh ini, mari kita perhatikan perilaku zat pengoksidasi yang sama (KMn04) di lingkungan yang berbeda. Ion MnO2 menunjukkan aktivitas oksidatif terbesar dalam suatu lingkungan asam, berkurang ke tingkat yang lebih rendah di lingkungan netral, pulih ke Mn+4(Mn0j), dan minimum - dalam kekuatan serviks, yang telah meningkat menjadi (mvnganat-nOn Mn042"). Hal ini dijelaskan sebagai berikut. Asam, ketika disosiasi, membentuk ion histerium ffjO+, yang mempolarisasi ion MoOG 4". Asam melemahkan ikatan mangan dengan oksigen (sehingga meningkatkan efek zat pereduksi). Dalam lingkungan netral, efek polarisasi molekul air berkurang secara signifikan .>" ion MnO; terpolarisasi jauh lebih sedikit. Dalam lingkungan yang sangat basa, ion hidroksida bahkan memperkuat ikatan Mn-O, akibatnya efektivitas zat pereduksi menurun dan MnO^ hanya menerima satu elektron. Contoh perilaku kalium permanganat dalam lingkungan netral disajikan melalui reaksi (11.4). Kami juga memberikan salah satu contoh reaksi yang melibatkan KMPOA dalam lingkungan asam dan basa
