KEMISKA BERÄKNINGAR

Många kemiska frågeställningar har en matematisk lösning. Oftast rör det sig om mycket enkla beräkningar med de fyra räknesätten, men du måste lära dig några nya enheter. Detta gäller framför allt mol – vilket står för 6,022 • 1023 stycken atomer eller molekyler (Avogadros tal). 

Inom kemin används alltså en del storheter som du inte kommit i kontakt med tidigare. Dessa kommer att användas under all kemiundervisning från och med nu. För att underlätta ditt arbete finns nedan en sammanställning av dessa, samt hur man använder dem i olika typer av kemiska beräkningar.

Atommassa

Atommassan för ett grundämne är massan uttryckt i den universella massenheten (u) för en atom av grundämnet. För grundämnen som har mer än en naturligt förekommande isotop är atommassan ett genomsnitt av den isotopblandning som förekommer. Du hittar denna uppgift för alla grundämnen i det periodiska systemet.

Molekylmassa

Detta begrepp avser summan av massan för alla de ingående atomerna i molekylen. Även här används enheten 1 u. Används sällan (se nedan).

Formelmassa

Molekylmassa blir ett klumpigt begrepp för jonföreningar, så man använder istället samlingsbegreppet formelmassa. Formelenheten för ett ämne, molekyl eller jonslag utgörs av de atomer som ingår i ämnets, molekylens eller jonslagets formel. Formelmassan är alltså massan av en formelenhet uttryckt i enheten 1 u.

Substansmängd

Substansmängden 1 mol av ett ämne eller jonslag innehåller lika många formelenheter som det finns atomer i 12 g C12. Lika stora substansmängder av olika ämnen innehåller alltså lika många formelenheter. 

Molmassa

Detta är massan av en mol av ett ämne. Enheten är 1 g/mol. 

Lösningars halt

En lösnings masshalt kan anges som antalet g löst ämne per dm3 lösning eller kg löst ämne per m3. Masshalten i procent (massprocenten) är ämnets massa i procent av lösningens totala massa.

Lösningars koncentration

En lösnings koncentration anges i enheten 1 mol/dm3 (molar) och anger då hur stor substansmängd av ett ämne som finns löst per dm3 lösning.

OBSERVERA!

Det finns ingen anledning att lära sig allt detta utantill. De två grundläggande sambanden m = M · n och c = n/V räcker. Allt det andra kan du härleda ur dessa två formler. Ett bra hjälpmedel att kontrollera om du löst algebran på rätt sätt är att se vilken enhet svaret ger. Det skall givetvis bli rätt enhet för den önskade storheten.

Exempel

Vi vill ta reda på formelmassan för bariumsulfat (BaSO4). I periodiska systemet finner vi då att atommassan för Ba är 137 u, för S 32,1 u och för O 16 u. Summan blir då 137 + 32,1 + (4 · 16) = 233,1 u. 

Nu vill vi väga upp 0,3 mol av detta ämne. Molmassan får vi fram på samma sätt som ovan, men vi sätter enheten istället till g/mol. M blir alltså 233,1 g/mol. Enligt tabellen ovan är m = M · n. Sätter vi in våra värden får vi att m = 233,1 · 0,3 = 69,93 g. För att få 0,3 mol bariumsulfat skall vi alltså väga upp 69,93 g. 

Om vi istället vill blanda till 0,3 dm3 av en bariumsulfatlösning med koncentrationen (halten) 0,05 mol/dm3 får vi räkna från andra hållet. Vi vet koncentrationen och volymen, men vill få fram substansmängden. Vi använder då formeln n = V · c

Sätter vi in våra värden får vi att n = 0,3  · 0,05 = 0,015 mol. Den mängd vi då skall väga upp blir: m = M  · n = 233,1  · 0,015 = 3,496 g.          

Svårare än så här blir det inte!

Allmänna gaslagen

Molbegreppet används inte bara till fasta ämnen och lösningar, utan även för gaser. För beräkningar av gasformiga ämnen och föreningar används den Allmänna gaslagen:

pV = nRT

p = tryck, enheten är Pascal (N/m2)
V = volym, enheten är m3
n = substansmängden i mol
R = är den allmänna gaskonstanten, 8,314510 J/(mol·K)
T = temperaturen, enheten måste vara Kelvin (K)

Exempel

Hur stor volym får 18 gram vatten när det övergår till ånga? Vi antar att det omgivande trycket är 101,3·103 Pascal (normalt lufttryck) och att vattenångan håller 100°C. Molmassan för vatten 18 g/mol (2·1 + 16), så vi har precis 1 mol vatten. Innan vi sätter in våra värden i formeln måste vi göra om den lite eftersom vi vill ha V ensamt på en sida av likhetstecknet:

pV = nRT         ⇒        V = nRT/p          ⇒       V = (1 · 8,314510 ·  (100 + 273,15))/101,3·103         ⇒      V = 0,0306 m3  = 30,6 dm3    

18 gram vatten blir alltså nästan 31 liter vattenånga! 

Glöm inte att läsa boken och göra alla uppgifterna där. Observera att provexemplen bara testar den teoretiska delen av avsnittet. Labbar och labbrapporter är också viktiga för det slutliga betyget. Det är också viktigt att inse att kunskap inte innebär att man man pluggar inför ett prov genom att göra gamla prov – det vi diskuterat på lektionerna och det som står i boken är viktigare.

Det bästa sättet att lära sig något är att försöka lära ut det! 

Detta är en gammal pedagogisk sanning. Vi kommer därför att göra några gruppuppgifter i detta avsnitt, där ni tillsammans skall komma fram till en rimlig lösning på ett lite öppnare problem än de traditionella övningsfrågorna. Det är alltså meningen att ni skall diskutera er fram till en lösning på uppgiften och alla hjälmedel är tillåtna – det är kanske till och med så att ni måste ta reda på en del ytterligare fakta för att kunna lösa problemet. Efter lektionen kommer uppgifterna att läggas ut här med ett förslag på lösning.
 

Kemiska beräkningar

Det finns gott om övningsuppgifter i läroboken, så jag kommer bara att lägga ut några här som komplement.

Provexempel

Fel i facit – Provexempel 1, fråga 2c skall vara 0,14 mol.

Laborationer