Најважније из лекције
Хемијски симболи и формуле: Коефицијент означава број честица испред формуле, а индекс број атома унутар формуле. Оксидациони број показује степен оксидације (\(\sum = 0\) у неутралном молекулу).
Квантитативне везе: \[ n = \frac{N}{N_A} = \frac{m}{M} = \frac{V}{V_m} \quad (N_A \approx 6,022 \cdot 10^{23} \text{ mol}^{-1}, \; V_m = 22,4 \text{ dm}^3/\text{mol при н. у.}) \] Формуле једињења: Емпиријска формула показује најмањи целобројни однос атома добијен елементалном анализом, док је молекулска њен цео умножак: \(M_r(\text{мол}) = k \cdot M_r(\text{емп})\).
Основни хемијски закони: Закон о одржању масе (маса реактаната = маса производа), Прустов закон (стални масени односи), Далтонов закон (вишеструки масени односи), Геј-Лисаков закон (стални запремински односи гасова).
Стехиометрија и принос: Лимитирајући реактант одређује максималну количину производа; \(\text{Принос (\%)} = \frac{m_{exp}}{m_t} \cdot 100\%\).
Квантитативне везе: \[ n = \frac{N}{N_A} = \frac{m}{M} = \frac{V}{V_m} \quad (N_A \approx 6,022 \cdot 10^{23} \text{ mol}^{-1}, \; V_m = 22,4 \text{ dm}^3/\text{mol при н. у.}) \] Формуле једињења: Емпиријска формула показује најмањи целобројни однос атома добијен елементалном анализом, док је молекулска њен цео умножак: \(M_r(\text{мол}) = k \cdot M_r(\text{емп})\).
Основни хемијски закони: Закон о одржању масе (маса реактаната = маса производа), Прустов закон (стални масени односи), Далтонов закон (вишеструки масени односи), Геј-Лисаков закон (стални запремински односи гасова).
Стехиометрија и принос: Лимитирајући реактант одређује максималну количину производа; \(\text{Принос (\%)} = \frac{m_{exp}}{m_t} \cdot 100\%\).
Хемијски симбол представља један атом одређеног хемијског елемента (нпр. \(\text{H}\), \(\text{O}\), \(\text{Fe}\)).
Коефицијент је број испред симбола или формуле који означава број слободних атома, молекула или формулских јединки (нпр. \(2\text{Ag}\) означава два атома сребра, \(5\text{NH}_3\) пет молекула амонијака). Број 1 се не пише.
Индекс је број записан десно у доњем индексу хемијске формуле који означава број атома у молекулу или јона у формулској јединки (нпр. у \(\text{H}_2\text{O}\) индекс 2 означава два атома водоника).
Врсте формула:
- Молекулске формуле: приказују тачан број и врсту атома у молекулу (нпр. \(\text{CO}_2\), \(\text{H}_2\text{O}\)).
- Структурне формуле: приказују редослед и начин повезивања атома у молекулу ковалентним везама (нпр. \(\text{H-O-H}\)).
- Електронске (Луисове) формуле: приказују распоред валентних електрона и заједничких електронских парова (нпр. \(\text{H:}\ddot{\text{O}}\text{:H}\)).
- Формулска јединка: најмањи однос јона који се понавља у кристалној решетки јонских једињења (нпр. \(\text{NaCl}\), \(\text{Ca(NO}_3)_2\)).
Правила номенклатуре:
- У називу се прво наводи елемент/катјон са позитивним оксидационим бројем, а затим елемент/анјон са негативним оксидационим бројем.
- За елементе са променљивом валенцом у загради се римским бројем означава оксидационо стање (нпр. \(\text{FeCl}_2\) – гвожђе(II)-хлорид, \(\text{FeCl}_3\) – гвожђе(III)-хлорид). За елементе сталне валенце валенца се не пише у називу (нпр. \(\text{CaO}\) – калцијум-оксид).
- Код бинарних једињења неметала користе се и грчки префикси за број атома: моно- (1), ди- (2), три- (3), тетра- (4), пента- (5) (нпр. \(\text{SO}_3\) – сумпор-триоксид, \(\text{N}_2\text{O}_5\) – диазот-пентоксид).
Напишите називе једињења: \(\text{Cu}_2\text{O}\), \(\text{CuO}\) и \(\text{PCl}_5\).
\(\text{Cu}_2\text{O}\) – бакар(I)-оксид;
\(\text{CuO}\) – бакар(II)-оксид;
\(\text{PCl}_5\) – фосфор(V)-хлорид (или фосфор-пентахлорид).
\(\text{CuO}\) – бакар(II)-оксид;
\(\text{PCl}_5\) – фосфор(V)-хлорид (или фосфор-пентахлорид).
Валенца је способност атома да се веже са одређеним бројем других атома (најчешће једновалентног водоника). Означава се римским бројевима (I, II, III...).
Оксидациони број је број позитивних или негативних наелектрисања која би атом имао када би се све везе у једињењу сматрале потпуно јонским. Записује се арапским бројем са предзнаком (\(+2, -1, +4\dots\)) изнад симбола елемента.
Правила за одређивање оксидационог броја:
- Оксидациони број атома у елементарном стању и слободних атома увек је 0 (\(\overset{0}{\text{H}}_2, \overset{0}{\text{O}}_2, \overset{0}{\text{Fe}}, \overset{0}{\text{P}}_4\)).
- Збир свих оксидационих бројева свих атома у неутралном молекулу или формулској јединки једнак је 0.
- Збир оксидационих бројева у вишеатомском јону једнак је наелектрисању тог јона.
- Кисеоник у једињењима углавном има оксидациони број \(-2\) (осим у пероксидима где је \(-1\)).
- Водоник у једињењима са неметалима има оксидациони број \(+1\) (у хидридима метала \(-1\)).
- Флуор увек има оксидациони број \(-1\). Алкални метали (Li, Na, K) имају \(+1\), а земноалкални (Mg, Ca, Ba) \(+2\), алуминијум \(+3\).
Одређивање оксидационог броја сумпора у сумпорној киселини (\(\text{H}_2\text{SO}_4\)):
\[ \overset{+1}{\text{H}}_2\overset{x}{\text{S}}\overset{-2}{\text{O}}_4 \implies 2 \cdot (+1) + x + 4 \cdot (-2) = 0 \implies 2 + x - 8 = 0 \implies x = +6 \]
Одредите оксидациони број мангана у једињењу \(\text{KMnO}_4\).
Знамо да је калијум \(+1\), а кисеоник \(-2\):
\[ 1 \cdot (+1) + x + 4 \cdot (-2) = 0 \implies 1 + x - 8 = 0 \implies x = +7 \]
Одговор: Оксидациони број мангана је \(+7\) (\(\overset{+1}{\text{K}}\overset{+7}{\text{Mn}}\overset{-2}{\text{O}}_4\)).
Релативна атомска маса (\(A_r\)) и релативна молекулска маса (\(M_r\)) су бројеви без јединице који показују колико је пута маса атома/молекула већа од унификоване јединице масе (\(u = \frac{1}{12}m(^{12}\text{C})\)).
\[ M_r = \sum A_r \]
Количина супстанце (\(n\)) једна је од седам основних физичких величина. Јединица је мол (\(\text{mol}\)). Један мол било које супстанце садржи тачно Авогадров број честица.
Авогадрова константа (\(N_A\)): број честица у једном молу супстанце:
\[ N_A = 6,022 \cdot 10^{23} \text{ mol}^{-1} \approx 6 \cdot 10^{23} \text{ mol}^{-1} \]
Моларна маса (\(M\)) представља масу једног мола супстанце. Јединица је \(\text{g/mol}\). Бројчано је једнака вредности \(A_r\) или \(M_r\).
Моларна запремина (\(V_m\)) јесте запремина коју заузима један мол гаса при одређеним условима.
При нормалним условима (\(T = 0^\circ\text{C} = 273\text{ K}\), \(p = 101,3\text{ kPa}\)): \[ V_m = 22,4 \text{ dm}^3/\text{mol} \] При стандардним условима (\(T = 25^\circ\text{C}\), \(p = 101,3\text{ kPa}\)): \(V_m = 24,5 \text{ dm}^3/\text{mol}\).
При нормалним условима (\(T = 0^\circ\text{C} = 273\text{ K}\), \(p = 101,3\text{ kPa}\)): \[ V_m = 22,4 \text{ dm}^3/\text{mol} \] При стандардним условима (\(T = 25^\circ\text{C}\), \(p = 101,3\text{ kPa}\)): \(V_m = 24,5 \text{ dm}^3/\text{mol}\).
Основне релације за израчунавање количине супстанце:
\[ n = \frac{N}{N_A} = \frac{m}{M} = \frac{V}{V_m} \]
Ознаке: \(n\) – количина (\(\text{mol}\)), \(N\) – број честица, \(m\) – маса (\(\text{g}\)), \(M\) – моларна маса (\(\text{g/mol}\)), \(V\) – запремина гаса (\(\text{dm}^3\)), \(V_m\) – моларна запремина (\(\text{dm}^3/\text{mol}\)).
За гасове при произвољним условима важи:
\[ p \cdot V = n \cdot R \cdot T \]
где је \(R = 8,314 \text{ J}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}\) универзална гасна константа.
Колико молекула садржи \(4,4\text{ g}\) угљен-диоксида (\(\text{CO}_2\)) и коју запремину тај гас заузима при нормалним условима? (\(A_r(\text{C})=12, A_r(\text{O})=16\))
1. Израчунавање моларне масе: \(M(\text{CO}_2) = 12 + 2 \cdot 16 = 44\text{ g/mol}\).
2. Количина супстанце: \(n = \frac{m}{M} = \frac{4,4\text{ g}}{44\text{ g/mol}} = 0,1\text{ mol}\).
3. Број молекула: \(N = n \cdot N_A = 0,1\text{ mol} \cdot 6,022 \cdot 10^{23}\text{ mol}^{-1} = 6,022 \cdot 10^{22}\) молекула.
4. Запремина (н. у.): \(V = n \cdot V_m = 0,1\text{ mol} \cdot 22,4\text{ dm}^3/\text{mol} = 2,24\text{ dm}^3\).
2. Количина супстанце: \(n = \frac{m}{M} = \frac{4,4\text{ g}}{44\text{ g/mol}} = 0,1\text{ mol}\).
3. Број молекула: \(N = n \cdot N_A = 0,1\text{ mol} \cdot 6,022 \cdot 10^{23}\text{ mol}^{-1} = 6,022 \cdot 10^{22}\) молекула.
4. Запремина (н. у.): \(V = n \cdot V_m = 0,1\text{ mol} \cdot 22,4\text{ dm}^3/\text{mol} = 2,24\text{ dm}^3\).
Закон сталних односа маса (Прустов закон): Елементи се једине у сталним масеним односима градећи одређено хемијско једињење. Масени састав једињења је константан без обзира на начин његовог добијања.
Закон вишеструких односа маса (Далтонов закон): Ако два елемента граде више различитих једињења, масе једног елемента које се једине са истом масом другог елемента стоје у односу малих целих бројева (нпр. у \(\text{H}_2\text{O}\) однос \(\text{H}:\text{O} = 1:8\), а у \(\text{H}_2\text{O}_2\) однос \(\text{H}:\text{O} = 1:16\)).
Масени удео елемента (\(\omega\)) у једињењу:
\[ \omega(\text{E}) = \frac{x \cdot A_r(\text{E})}{M_r(\text{једињења})} \quad \text{односно} \quad \omega(\text{E})\% = \omega(\text{E}) \cdot 100\% \]
Емпиријска формула представља најједноставнији однос броја атома или јона у једињењу, изражен најмањим целим бројевима. Добија се елементалном анализом (на основу односа маса или масених процената).
Молекулска формула приказује стваран број атома у молекулу и представља умножак емпиријске формуле:
\[ \text{Молекулска формула} = (\text{Емпиријска формула})_k, \quad k = \frac{M(\text{једињења})}{M(\text{емпиријске јединке})} \]
1. Претворити проценте у масе (претпоставити узорак од \(100\text{ g}\)).
2. Израчунати количине молова атома сваког елемента: \(n = \frac{m}{M}\).
3. Поделити све добијене вредности најмањим израчунатим бројем молова.
4. Уколико вредности нису цели бројеви, проширити све бројеве малим целим бројем (нпр. \(\times 2\) или \(\times 3\)) до најмањих целих бројева.
2. Израчунати количине молова атома сваког елемента: \(n = \frac{m}{M}\).
3. Поделити све добијене вредности најмањим израчунатим бројем молова.
4. Уколико вредности нису цели бројеви, проширити све бројеве малим целим бројем (нпр. \(\times 2\) или \(\times 3\)) до најмањих целих бројева.
Једињење садржи \(40\%\) угљеника, \(6,67\%\) водоника и \(53,33\%\) кисеоника. Ако је моларна маса једињења \(60\text{ g/mol}\), одредите емпиријску и молекулску формулу. (\(A_r(\text{C})=12, A_r(\text{H})=1, A_r(\text{O})=16\))
1. Количине атома у \(100\text{ g}\) узорка:
\[ n(\text{C}) = \frac{40}{12} = 3,33\text{ mol}, \quad n(\text{H}) = \frac{6,67}{1} = 6,67\text{ mol}, \quad n(\text{O}) = \frac{53,33}{16} = 3,33\text{ mol} \]
2. Дељење најмањом вредношћу (\(3,33\)):
\[ \text{C} : \text{H} : \text{O} = \frac{3,33}{3,33} : \frac{6,67}{3,33} : \frac{3,33}{3,33} = 1 : 2 : 1 \]
Емпиријска формула је \(\text{CH}_2\text{O}\).
3. Моларна маса емпиријске јединке: \(M(\text{CH}_2\text{O}) = 12 + 2 + 16 = 30\text{ g/mol}\).
4. Фактор умножавања: \(k = \frac{60\text{ g/mol}}{30\text{ g/mol}} = 2\).
Молекулска формула је \((\text{CH}_2\text{O})_2 = \text{C}_2\text{H}_4\text{O}_2\) (сирћетна киселина).
3. Моларна маса емпиријске јединке: \(M(\text{CH}_2\text{O}) = 12 + 2 + 16 = 30\text{ g/mol}\).
4. Фактор умножавања: \(k = \frac{60\text{ g/mol}}{30\text{ g/mol}} = 2\).
Молекулска формула је \((\text{CH}_2\text{O})_2 = \text{C}_2\text{H}_4\text{O}_2\) (сирћетна киселина).
Закон о одржању масе (Ломоносов–Лавоазје): Укупна маса супстанци које ступају у реакцију (реактаната) једнака је укупној маси свих насталих супстанци (производа реакције). Број атома сваког елемента мора бити једнак са леве и са десне стране једначине.
Закон сталних односа запремина (Геј-Лисак): При истој температури и истом притиску, запремине гасова који ступају у хемијску реакцију и гасова који настају налазе се у односу малих целих бројева.
Ознаке агрегатних стања у једначинама:
- \((s)\) – чврсто (solidus)
- \((l)\) – течно (liquidus)
- \((g)\) – гасовито (gas)
- \((aq)\) – водени раствор / хидратисано (aqua)
Изједначавање и стехиометријски односи:
\[ 2\text{H}_2(g) + \text{O}_2(g) \longrightarrow 2\text{H}_2\text{O}(g) \]
Квантитативно тумачење: \(2\text{ mol }\text{H}_2\) реагује са \(1\text{ mol }\text{O}_2\) дајући \(2\text{ mol }\text{H}_2\text{O}\).
Однос маса: \(2 \cdot 2\text{ g} + 32\text{ g} = 2 \cdot 18\text{ g} \implies 4\text{ g} + 32\text{ g} = 36\text{ g}\).
Однос запремина (н. у.): \(44,8\text{ dm}^3\text{ H}_2 + 22,4\text{ dm}^3\text{ O}_2 \longrightarrow 44,8\text{ dm}^3\text{ H}_2\text{O}(g)\).
Однос маса: \(2 \cdot 2\text{ g} + 32\text{ g} = 2 \cdot 18\text{ g} \implies 4\text{ g} + 32\text{ g} = 36\text{ g}\).
Однос запремина (н. у.): \(44,8\text{ dm}^3\text{ H}_2 + 22,4\text{ dm}^3\text{ O}_2 \longrightarrow 44,8\text{ dm}^3\text{ H}_2\text{O}(g)\).
Колико грама воде настаје потпуним сагоревањем \(3,2\text{ g}\) метана (\(\text{CH}_4\))? (\(M(\text{CH}_4)=16\text{ g/mol}, M(\text{H}_2\text{O})=18\text{ g/mol}\))
1. Једначина реакције:
\[ \text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \]
2. Постављање стехиометријског односа:
\[ \begin{array}{ccc} \text{CH}_4 & \longrightarrow & 2\text{H}_2\text{O} \\ 16\text{ g} & & 2 \cdot 18\text{ g} = 36\text{ g} \\ 3,2\text{ g} & & x\text{ g} \end{array} \]
\[ x = \frac{3,2 \cdot 36}{16} = 7,2\text{ g } \text{H}_2\text{O} \]
Лимитирајући (ограничавајући) реактант јесте реактант који се у току реакције први у потпуности потроши. Он диктира и ограничава максималну количину производа која може настати. Реактант присутан у већој количини од стехиометријски потребне јесте реактант у вишку.
Теоријски принос (\(m_t\)) је максимална могућа маса производа која се израчунава према стехиометријској једначини реакције (одговара приносу од \(100\%\)).
Стварни (експериментални) принос (\(m_{exp}\)) је стварно добијена маса производа мерењем након реакције, која је готово увек мања од теоријске због губитака и споредних процеса.
Проценат приноса реакције:
\[ \text{Принос (\%)} = \frac{m_{exp}}{m_t} \cdot 100\% \]
У реакцији између \(5\text{ g}\) водоника и \(40\text{ g}\) кисеоника настаје вода: \(2\text{H}_2 + \text{O}_2 \longrightarrow 2\text{H}_2\text{O}\). Одредите који је реактант у вишку и колико грама воде теоријски може настати.
1. Количине реактаната: \(n(\text{H}_2) = \frac{5\text{ g}}{2\text{ g/mol}} = 2,5\text{ mol}\); \(n(\text{O}_2) = \frac{40\text{ g}}{32\text{ g/mol}} = 1,25\text{ mol}\).
2. Стехиометријски однос је \(n(\text{H}_2) : n(\text{O}_2) = 2 : 1\).
За \(2,5\text{ mol }\text{H}_2\) потребно је тачно \(1,25\text{ mol }\text{O}_2\).
Закључак: Реактанти су узети у тачном стехиометријском односу, ниједан није у вишку.
3. Маса настале воде: \(n(\text{H}_2\text{O}) = n(\text{H}_2) = 2,5\text{ mol}\), па је \(m(\text{H}_2\text{O}) = 2,5\text{ mol} \cdot 18\text{ g/mol} = 45\text{ g}\).
2. Стехиометријски однос је \(n(\text{H}_2) : n(\text{O}_2) = 2 : 1\).
За \(2,5\text{ mol }\text{H}_2\) потребно је тачно \(1,25\text{ mol }\text{O}_2\).
Закључак: Реактанти су узети у тачном стехиометријском односу, ниједан није у вишку.
3. Маса настале воде: \(n(\text{H}_2\text{O}) = n(\text{H}_2) = 2,5\text{ mol}\), па је \(m(\text{H}_2\text{O}) = 2,5\text{ mol} \cdot 18\text{ g/mol} = 45\text{ g}\).
Задаци за вежбање
Задатак 1 (Лак): Израчунајте моларну масу сумпор(VI)-оксида (\(\text{SO}_3\)) и количину супстанце која одговара маси од \(16\text{ g}\) овог оксида. (\(A_r(\text{S}) = 32, A_r(\text{O}) = 16\))
1. Моларна маса:
\[ M(\text{SO}_3) = A_r(\text{S}) + 3 \cdot A_r(\text{O}) = 32 + 3 \cdot 16 = 80\text{ g/mol} \]
2. Количина супстанце:
\[ n = \frac{m}{M} = \frac{16\text{ g}}{80\text{ g/mol}} = 0,2\text{ mol} \]
Одговор: Моларна маса је \(80\text{ g/mol}\), а количина супстанце \(0,2\text{ mol}\).
Задатак 2 (Средњи): Сагоревањем фосфора у вишку кисеоника настаје фосфор(V)-оксид:
\[ 4\text{P} + 5\text{O}_2 \longrightarrow 2\text{P}_2\text{O}_5 \]
Колика је запремина кисеоника (при нормалним условима) потребна за потпуну реакцију са \(6,2\text{ g}\) фосфора? (\(A_r(\text{P}) = 31\))
1. Количина фосфора:
\[ n(\text{P}) = \frac{6,2\text{ g}}{31\text{ g/mol}} = 0,2\text{ mol} \]
2. Из једначине реакције: \(4\text{ mol }\text{P}\) реагује са \(5\text{ mol }\text{O}_2\):
\[ n(\text{O}_2) = 0,2\text{ mol} \cdot \frac{5}{4} = 0,25\text{ mol} \]
3. Запремина кисеоника при нормалним условима:
\[ V(\text{O}_2) = n(\text{O}_2) \cdot V_m = 0,25\text{ mol} \cdot 22,4\text{ dm}^3/\text{mol} = 5,6\text{ dm}^3 \]
Одговор: Потребно је \(5,6\text{ dm}^3\) кисеоника.
Задатак 3 (Средњи): Анализом узорка утврђено је да угљоводоник садржи \(85,71\%\) угљеника и \(14,29\%\) водоника. Ако \(1\text{ mol}\) овог гаса при нормалним условима заузима \(22,4\text{ dm}^3\) и има масу од \(42\text{ g}\), одредите емпиријску и молекулску формулу. (\(A_r(\text{C}) = 12, A_r(\text{H}) = 1\))
1. Количине елемената у \(100\text{ g}\) супстанце:
\[ n(\text{C}) = \frac{85,71}{12} = 7,14\text{ mol}, \quad n(\text{H}) = \frac{14,29}{1} = 14,29\text{ mol} \]
2. Однос атома:
\[ \frac{7,14}{7,14} : \frac{14,29}{7,14} = 1 : 2 \implies \text{Емпиријска формула је } \text{CH}_2 \]
3. Моларна маса емпиријске јединке: \(M(\text{CH}_2) = 12 + 2 = 14\text{ g/mol}\).
4. Моларна маса једињења износи \(42\text{ g/mol}\): \[ k = \frac{42}{14} = 3 \implies \text{Молекулска формула је } (\text{CH}_2)_3 = \text{C}_3\text{H}_6 \text{ (пропен)} \] Одговор: Емпиријска формула је \(\text{CH}_2\), а молекулска \(\text{C}_3\text{H}_6\).
4. Моларна маса једињења износи \(42\text{ g/mol}\): \[ k = \frac{42}{14} = 3 \implies \text{Молекулска формула је } (\text{CH}_2)_3 = \text{C}_3\text{H}_6 \text{ (пропен)} \] Одговор: Емпиријска формула је \(\text{CH}_2\), а молекулска \(\text{C}_3\text{H}_6\).
Задатак 4 (Тежак): Реакцијом \(13\text{ g}\) цинка и \(200\text{ cm}^3\) раствора хлороводоничне киселине у којој се налази \(14,6\text{ g }\text{HCl}\) настају цинк-хлорид и водоник:
\[ \text{Zn}(s) + 2\text{HCl}(aq) \longrightarrow \text{ZnCl}_2(aq) + \text{H}_2(g) \]
а) Одредите лимитирајући реактант.
б) Израчунајте запремину ослобођеног водоника (при н. у.) ако је принос реакције \(90\%\). (\(A_r(\text{Zn}) = 65, M(\text{HCl}) = 36,5\text{ g/mol}\))
б) Израчунајте запремину ослобођеног водоника (при н. у.) ако је принос реакције \(90\%\). (\(A_r(\text{Zn}) = 65, M(\text{HCl}) = 36,5\text{ g/mol}\))
1. Израчунавање количине супстанци реактаната:
\[ n(\text{Zn}) = \frac{13\text{ g}}{65\text{ g/mol}} = 0,2\text{ mol} \]
\[ n(\text{HCl}) = \frac{14,6\text{ g}}{36,5\text{ g/mol}} = 0,4\text{ mol} \]
2. Према једначини реакције, \(1\text{ mol }\text{Zn}\) захтева \(2\text{ mol }\text{HCl}\).
За \(0,2\text{ mol }\text{Zn}\) потребно је \(0,2 \cdot 2 = 0,4\text{ mol }\text{HCl}\).
Оба реактанта су присутна у тачном стехиометријском односу (ниједан није у сувишку).
3. Теоријска количина насталог \(\text{H}_2\): \[ n_t(\text{H}_2) = n(\text{Zn}) = 0,2\text{ mol} \] 4. Теоријска запремина водоника: \[ V_t(\text{H}_2) = 0,2\text{ mol} \cdot 22,4\text{ dm}^3/\text{mol} = 4,48\text{ dm}^3 \] 5. Стварна запремина при приносу од \(90\%\): \[ V_{exp}(\text{H}_2) = 4,48\text{ dm}^3 \cdot 0,90 = 4,032\text{ dm}^3 \] Одговор: Реактанти су у стехиометријском односу; стварна запремина издвојеног гаса је \(4,032\text{ dm}^3\).
Оба реактанта су присутна у тачном стехиометријском односу (ниједан није у сувишку).
3. Теоријска количина насталог \(\text{H}_2\): \[ n_t(\text{H}_2) = n(\text{Zn}) = 0,2\text{ mol} \] 4. Теоријска запремина водоника: \[ V_t(\text{H}_2) = 0,2\text{ mol} \cdot 22,4\text{ dm}^3/\text{mol} = 4,48\text{ dm}^3 \] 5. Стварна запремина при приносу од \(90\%\): \[ V_{exp}(\text{H}_2) = 4,48\text{ dm}^3 \cdot 0,90 = 4,032\text{ dm}^3 \] Одговор: Реактанти су у стехиометријском односу; стварна запремина издвојеног гаса је \(4,032\text{ dm}^3\).
