Kapitel 1 Kemiska grundvalar
Kapitel 1 Innehåll 1.1 Kemi: en översikt 1.2 Den vetenskapliga metoden 1.3 Storheter och enheter 1.4 Osäkerheter i mätningar 1.5 Signifikanta siffror och beräkningar 1.6 Enhetskonvertering 1.7 Temperatur 1.8 Densitet 1.9 Materians indelning
Avsnitt 1.5 Signifikanta siffror och beräkningar Signifikanta siffror i beräkningar 1. Vid multiplikation och division skall svaret avrundas till antalet signifikanta siffror som den minst signifikanta termen i beräkningen. 1.342 5.5 = 7.381 7.4 2. Vid addition och subtraktion skall svaret avrundas till samma antal decimaler som den term i beräkningen med minst antal decimaler. + 23.445 7.83 31.275 Corrected 31.28
Avsnitt 1.9 Materians indelning
Kapitel 2 Atomer, Molekyler och Joner
Kapitel 2 Innehåll 2.1 Kemins tidiga historia 2.2 Kemiska lagar 2.3 Daltons atomteori 2.4 Tidiga experiment att karaktärisera atomen 2.5 Den moderna synen på atomstrukturen: en introduktion 2.6 Molekyler och joner 2.7 En introduktion till periodiska systemet 2.8 Namngivning av enkla föreningar
Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Binära Jonföreningar (typ I): 1. Katjonen först, f sedan anjonen 2. Monoatomär katjon: grundämnesnamnet Ca 2+ = kalciumjon 3. Monoatomär anjon: rot + -id Cl = klorid idjon 4. Saltet: katjonnamnet + anjonnamnet CaCl 2 = kalciumklorid
Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Binära Jonföreningar (typ II): 1. För r metaller som kan bilda mer än n en slags katjon används nds en romersk siffra i namnet ex: PbCl 2 Pb 2+ är r katjonen som är r tvåvärd (2+ II) PbCl 2 = bly(ii)klorid
Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Binära föreningar (typ III): 1. Föreningar mellan två ickemetaller 2. Det första f grundämnet i formeln namnges först. f 3. Det andra grundämnet namnges som om det vore en anjon. 4. Använd nd prefix för f r att ange atomförh rhållandet 5. Men använd nd aldrig mono- Ex: P 2 O 5 = difosforpentoxid
Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Att namnge binära föreningar
Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Föreningar med sammansatta joner (typ IV): 1. Namnges som binära jonföreningar (typ I) 2. Sammansatt katjon: jonnamnet NH 4+ = ammoniumjon 3. Sammansatt anjon: jonnamnet NO 3 = nitratjonjon 4. Saltet: katjonnamnet + anjonnamnet NH 4 NO 3 = ammoniumnitrat
Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Övning Vilken av de följande ämnen är namngivet felaktigt? a) KNO 3 kaliumnitrat b) TiO 2 titan(ii)oxid c) Sn(OH) 4 tenn(iv)hydroxid d) PBr 5 fosforpentabromid e) CaCrO 4 kalciumkromat
Kapitel 3 Stökiometri
Kapitel 3 Innehåll 3.1 Räkna genom att väga 3.2 Atommassor 3.3 Molbegreppet 3.4 Molmassa 3.5 Problemlösning 3.6 Kemiska föreningar 3.7 Kemiska formler 3.8 Kemiska reaktionslikheter 3.9 Balansera reaktionslikheter 3.10 Stökiometriska beräkningar 3.11 Begränsande reaktant
Avsnitt 3.1 Räkna genom att väga Kan utföras om den genomsnittliga massan för partiklarna är känd. Man utgår sedan från att dessa är identiska.
Avsnitt 3.4 Molmassa Förhållandet mellan massa (m), molmassa (M) och substansmängd (n) m = M n g g = mol mol
Avsnitt 3.10 Stökiometriska beräkningar Stökiometriska beräkningar Balanserade reaktionslikheter kan användas till att beräkna mängderna av ämnen som reagerar och produceras i kemiska reaktioner.
Avsnitt 3.10 Stökiometriska beräkningar Hur mycket vatten bildas vid förbränning av 100. g etanol? 1. C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 3 H 2 O (l) Etanol: m = 100 g n = m/m 2. M = 2 12.01 + 6 1.008 + 1 16.00 = 46,068 g/mol n = 100 g / 46.068 g/mol = 2.1707 mol 3. Molförhållande C 2 H 5 OH : H 2 O = 1 : 3 4. n(h 2 O) = 3 n(c 2 H 5 OH) = 3 2.1707 mol = 6.5121 mol 5. Vatten: n = 6.5121 mol m = n M M = 2 1.008 + 1 16.00 = 18.016 g/mol m = 6.5121 mol 18.016 g/mol = 117.3 g 6. Svar: Det bildas 117 g vatten
Avsnitt 3.10 Stökiometriska beräkningar Tankemodell
Avsnitt 3.11 Begränsande reaktant Konklusion Metan är den begränsande reaktanten. Vatten finns kvar i produktblandningen efter fullständig reaktion.
Avsnitt 3.11 Begränsande reaktant Bestäm begränsande ingrediens
Avsnitt 3.11 Begränsande reaktant Övning I en process reagerar ammoniakgas med fast koppar(ii)oxid till kvävgas, metallisk koppar och vattenånga. Om 18.1 g NH 3 (g) tillförs till 90.4 g CuO(s), hur stor massa N 2 (g) kan då teoretiskt bildas?
Kapitel 4 Reaktioner i vattenlösningar
Kapitel 4 Innehåll 4.1 Vatten, ett lösningsmedel 4.2 Starka och svaga elektrolyter 4.3 Lösningskoncentrationer 4.4 Olika slags kemiska reaktioner 4.5 Fällningsreaktioner 4.6 Olika sätt att teckna reaktionslikheter 4.7 Stökiometri för fällningsreaktioner 4.8 Syra-basreaktioner 4.9 Redoxreaktioner 4.10 Balansera redoxreaktioner
Avsnitt 4.1 Materia Vatten, ett lösningsmedel Heterogena Blandningar Fysikaliska metoder Homogena Blandningar Fysikaliska metoder Vattenlösningar Föreningar Rena ämnen Kemiska metoder Grundämnen Atomer Kärnor Elektroner Protoner Neutroner Kvarkar Kvarkar
Avsnitt 4.3 Lösningskoncentrationer Koncentration Molar (M) = mol av löst ämne per liter lösningsmedel mol l M C = n V
Avsnitt 4.3 Lösningskoncentrationer V 1 C 1 n 1 = n 2 V 1 C 1 = V 2 C 2 V C = 1 C 2 1 V2 V 2 C 2 Vid spädning ändras inte mängden löst ämne
Avsnitt 4.4 Olika slags kemiska reaktioner Reaktioner i vattenlösning Fällningsreaktioner Ag + (aq) + Cl (aq) AgCl(s) Syra-basreaktioner H + (aq) + OH (aq) H 2 O(l) Redoxreaktioner Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (aq)
Avsnitt 4.6 Olika sätt att teckna reaktionslikheter Utfällning av silverklorid 1. Molekylreaktionen AgNO 3 (aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO 3 (aq) 2. Totaljonreaktionen Ag + (aq) + NO 3 (aq) + Na + (aq) + Cl (aq) AgCl(s) + Na + (aq) + NO 3 (aq) 3. Nettojonreaktionen Ag + (aq) + Cl (aq) AgCl(s)
Kapitel 5 Gaser
Kapitel 5 Innehåll 5.1 Tryck 5.2 Gaslagarna från Boyle, Charles och Avogadro 5.3 Den ideala gaslagen 5.4 Stökiometri för gasfasreaktioner 5.5 Daltons lag för partialtryck 5.6 Den kinetiska gasteorin 5.7 Effusion och Diffusion 5.8 Verkliga gaser 5.9 Egenskaper hos några verkliga gaser 5.10 Atmosfärens kemi
Avsnitt 5.1 Tryck 1 mol flytande N 2 vid -196 C har densiteten 0.81 kg/l och upptar 0.035 l. I gasform vid 0 C har N 2 densiteten 0.0012 g/l och upptar 22.4 l.
Avsnitt 5.4 Stökiometri för gasfasreaktioner Övning 2.80 l metangas vid 25 C, 1.65 atm. och 35.0 l syrgas vid 31 C, 1.25 atm. blandas och antänds varpå det bildas koldioxid och vatten. Hur stor massa utgör koldioxiden i blandningen vid 125 C och 2.50 atm. om vi antar fullständig reaktion. 8.31 g
Kapitel 6 Termokemi
Kapitel 6 Innehåll 6.1 Energi och omvandling 6.2 Entalpi och kalorimetri 6.3 Hess lag 6.4 Standardbildningsentalpi 6.5 Energikällor 6.6 Förnyelsebara energikällor
Avsnitt 6.1 Energi och omvandling Termodynamiska storheter består av två delar: (1) ett nummer som anger magnituden av förändringen och (2) ett tecken som anger förändringens riktning. Riktningen anges ALLTID från systemets synvinkel.
Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Entalpi, H Entalpi = H = E + p V ΔH = ΔE + p ΔV Inre Energi = E = Σ(KE+PE) ΔE = q + w = q p ΔV Vid konstant tryck: q p = ΔE + p ΔV ΔH = q p = värmeenergiflöde
Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Kalorimetri Vetenskapen för mätning av reaktionsvärmet Vid konstant tryck: q p = ΔH = C H2O m H2O ΔT H2O Vid konstant volym: q v = ΔE = C H2O m H2O ΔT H2O
Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Kalorimetri Konstant tryck
Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Övning Beakta förbränningen av propan: C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O(l) ΔH = 2221 kj/mol Antag att all värme i processen kommer från förbränningen av propan. Beräkna ΔH då 5.00 g propan förbränns i ett överskott av syre vid konstant tryck. 252 kj
Avsnitt 6.3 Hess lag Hess lag 1. Entalpiförändringen är oberoende reaktionsvägen + N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) N 2 (g) + 2O 2 (g) 2NO 2 (g) 2. Omvänd reaktion ger teckenbyte: N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) 2NO(g) N 2 (g) + O 2 (g) ΔH = 180 kj ΔH = 112 kj ΔH = 68 kj ΔH = 180 kj ΔH = 180 kj 3. Om reaktionen multipliceras med en siffra, multipliceras ΔH med samma siffra. 6NO(g) 3N 2 (g) + 3O 2 (g) ΔH = 540 kj
Avsnitt 6.4 Standardbildningsentalpier Entalpiförändringen vid kemiska reaktioner kan beräknas ur standardbildningsentalpierna för reaktanter och produkter. ΔH r = Δn Δ H f (produkter) - Δn ΔH f (reaktanter) värdet ΔH r beror på hur reaktionslikheten är given om reaktionen är omvänd, är ΔH r omvänd om koefficienten för en reaktion multipliceras med en siffra, multipliceras ΔH r med samma siffra. grundämnen i sitt standardtillstånd, ΔH f = 0
Avsnitt 6.4 Standardbildningsentalpier Utnyttjande av standardbildningsentalpier CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔH reaction = ( 75 kj) + 0 + ( 394 kj) + ( 572 kj) = 891 kj
Avsnitt 6.4 Standardbildningsentalpier Övning Beräkna ΔH för reaktionen: 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) m.h.a. följande standardbildningsentalpier: ΔH f (kj/mol) Na(s) 0 H 2 O(l) 286 NaOH(aq) 470 H 2 (g) 0 ΔH = 368 kj
Kapitel 7 Atomstruktur och periodicitet
Kapitel 7 Innehåll 7.1 Elektromagnetisk strålning 7.2 Materians karaktär 7.3 Väteatomens ljusspektrum 7.4 Bohrs atommodell 7.5 Den kvantmekaniska atommodellen 7.6 Kvanttal 7.7 Orbitalformer och energinivåer 7.8 Elektronspinn och Pauliprincipen 7.9 Atomer med fler än en elektron 7.10 Periodiska systemets historia 7.11 Aufbauprincipen och det periodiska systemet 7.12 Periodiska trender i atomegenskaper 7.13 Egenskaper hos en grupp: alkalimetallerna
Avsnitt 7.1 Elektromagnetisk strålning Klassificering av Elektromagnetisk strålning.
Avsnitt 7.2 Materians karaktär Elektromagnetisk strålning har både våg-lika och partikel-lika egenskaper.
Avsnitt 7.3 Väteatomens ljusspektra Väteatomens ljusspektrum Kontinuerligt spektrum: Innehåller alla av ljusets våglängder. Ger vitt ljus Bandspektrum : Innehåller bara några av ljusets våglängder. Här t.e.x. väteatomens ljusspektrum
Avsnitt 7.5 Den kvantmekaniska atommodellen Schrödingerekvationen $Hψ = Eψ ψ = vågfunktion = matematisk operator $H E = atomens totala fria energi Ekvationens lösningar är vågfunktioner ψ för ett visst värde på E (en viss energi). En sådan vågfunktion ψ kallas en orbital.
Avsnitt 7.5 Den kvantmekaniska atommodellen Den radiella sannolikhetsdistributionen. Erhålls om rymden runt atomkärna delas upp i skal (likt en lök) och man beräknar sannolikheten för elektronen att hittas i något av skalen
Avsnitt 7.9 Atomer med fler än en elektron Polyelektroniska atomer Schrödingerekvationen kan inte lösas exakt för atomer med fler än en elektron pga elektronkorrelationsproblemet Ekvationen löses dock approximativt genom att beakta att elektronerna avskärmas från kärnladdningen genom repulsionen de utövar på varandra Lösningarna ger vätelika orbitaler för alla atomer i periodiska systemet.
Avsnitt 7.9 Atomer med fler än en elektron Energinivåerna för orbitalerna
Avsnitt 7.11 Aufbauprincipen och periodiska systemet Ett diagram som summerar ordningen med vilken orbitalerna fylls i polyelektroniska atomer
Avsnitt 7.11 Aufbauprincipen och periodiska systemet Elektronkonfigurationen och periodiska systemet
Avsnitt 7.13 Egenskaper hos en grupp: alkalimetallerna Periodiska systemet Några tankar 1. Det är antalet valenselektroner som slutligen bestämmer ett grundämnes kemi. 2. Elektronkonfigurationen kan långt bestämmas utifrån grundämnets placering i det periodiska systemet. 3. Viktiga grupper av grundämnen i det periodiska systemet har olika namn.
Kapitel 8 och 9 Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler
Kapitel 8 Innehåll 8.1 Olika typer av kemisk bindning 8.2 Elektronegativitet 8.3 Polära bindningar och dipolmoment 8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar 8.7 Den kovalenta bindningen: en modell (teori) 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner 8.9 Valensbindningsteorin (VB) 8.10 Lewisstrukturer 8.11 Undantag från oktettregeln 8.12 Resonansstrukturer 8.13 Molekylgeometri: Repulsion mellan elektronpar (VSEPR)
Kapitel 9 Innehåll 9.1 Hybridisering och Valensbindningsteorin (VB) 9.2 Molekylorbitalsteori (MO) 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler 9.4 Bindning i diatomära heteronukleära molekyler 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO) 59
Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Växelverkan mellan två väteatomer ur energiaspekten
Avsnitt 8.3 Polära bindningar och dipolmoment De tre möjliga bindningstyperna a) en kovalent bindning mellan identiska atomer b) en polär kovalentbindning mellan två olika atomer c) jonbindning utan delande av elektroner.
Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Procent jonkaraktär
Avsnitt 8.9 Valensbindningsteorin (VB) Den kovalenta bindningen 1. Beskrivning av valenselektronarrangemang (Lewisstrukturen) H H C H 2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen). H 3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner
Avsnitt 8.10 Lewisstrukturer Rita Lewisstrukturer Rita Lewisstrukturer för följande molekyler: a) HF b) N 2 c) NH 3 d) CH 4 e) CF 4 f) NO +
Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Valensskalelektronparsrepulsion (VSEPR)
Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Hybridisering av C-atomens 2s orbital och de tre 2p orbitalerna till fyra sp 3 orbitaler
Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och tre 2p orbitaler till fyra sp 3 orbitaler
Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Molekylorbitalsteorin MO Likt den kvantmekaniska atommodellen för atomorbitaler är MO den kvantmekaniska lösningen till organsiationen av valenselektroner i molekyler. Skiljer sig från valensbindningsteorin främst genom att elektronerna sägs vara delokaliserade snarare än att vara lokaliserade mellan ett givet par av atomer.
Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Typer av MO bindande: har lägre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas. antibindande: har högre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas.
Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Kombination av vätets 1s atomorbitaler till MO
Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Ett molekylorbital energinivå-diagram för H 2 molekylen
Kapitel 10 Vätskor och fasta faser
Kapitel 10 Innehåll 10.1 Mellanmolekylära krafter 10.2 Det flytande tillståndet 10.3 En introduktion till olika strukturer i fasta faser 10.4 Struktur och bindning i metaller 10.5 Kol och kisel: makromolekylära nätverk 10.6 Molekylföreningar som fasta faser 10.7 Jonföreningar som fasta faser 10.8 Ångtryck och fasomvandlingar 10.9 Fasdiagram 73
Avsnitt 10.1 Mellanmolekylära krafter Mellanmolekylära krafter Krafter mellan (ej inom) molekyler. dipol-dipolkrafter vätebindningar London-dispersionskrafter 74
Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Diffraktion av röntgenstrålar i gittret. 75
Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Klasser av kristallina ämnen Fasta jonföreningar: Har joner i gitterpunkterna i gittret som beskriver det fasta ämnet (NaCl). Fasta molekylföreningar: Har molekyler i gitterpunkterna i gittret som beskriver det fasta ämnet (socker, is). Fasta atom föreningar: Har atomer i gitterpunkterna i gittret som beskriver det fasta ämnet (diamant, grafit, metaller). 76
Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Tre klasser av kristallina ämnen Atomic Ionic Molecular 77
Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Tre klasser av kristallina ämnen 78
Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling Ångtryck Är partialtrycket av ångan ovanför en vätska. Bestäms principiellt av storleken av de mellanmolekylära krafterna i vätskan. Ökar signifikant med temperaturen. Flyktiga vätskor har höga ångtryck. 79
Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling En vätska i en sluten behållare Initialt Efter ett tag 80
Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling Upphettningskurva för vatten. 81
Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling Clausius Clapeyroekvationen P Δ vap, T H vap 1 1 P vap, T R T2 T1 1 ln = 2 P vap = ångtryck ΔH vap = förångningsentalpi R = 8.3145 J/K mol T = absolut temperatur (i Kelvin) 82
Avsnitt 10.9 Fasdiagram Fasdiagram för vatten 83
Kapitel 11 Egenskaper hos lösningar
Kapitel 11 Innehåll 11.1 Lösningssammansättning 11.2 Energiomsättning för lösningar 11.3 Faktorer som påverkar lösligheten 11.4 Ångtryck över lösningar 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktssäkning 11.6 Osmotiskt tryck 11.7 Kolligativa egenskaper hos elektrolytlösningar 11.8 Kolloider
Avsnitt 11.1 Lösningssammansättning Koncentrationsuttryck 1. Molaritet (M) = 2. Mass (vikts) procent = 3. Molfraktion (X A ) = 4. Molalitet (m) = mol av upplöst ämne liter lösning massa av upplöst ämne lösningens massa mol av ämne A totala moltalet i lösningen mol av upplöst ämne lösningsmedlets massa
Avsnitt 11.3 The Faktorer Mole som påverkar lösligheten Henrys lag Mängden gas som löser sig i en lösning är direkt proportionell mot gasens tryck ovanför lösningen (gäller enbart då ingen reaktion mellan den lösta gasen och lösningsmedlet sker). P = k C P = partialtrycket av en gas ovanför lösningen C = koncentrationen av den lösta gasen k = konstant
Avsnitt 11.4 Ångtryck över lösningar En lösning och rent lösningsmedel i ett slutet system
Avsnitt 11.4 Ångtryck över lösningar Raoults lag Närvaron av ett oflyktigt ämne i en lösning sänker lösningsmedlets ångtryck. P soln = X solvent P solvent P soln = ångtrycket för lösningen X solvent = molfraktionen av lösningsmedlet P solvent = ångtrycket av det rena lösningsmedlet
Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Kolligativa egenskaper Beror enbart av antalet, inte typen, av partiklar som det lösta ämnet ger upphov till i en ideal lösning. Kokpunktsförhöjning Fryspunktssänkning Osmotiskt tryck
Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Kokpunktshöjning Ett oflyktigt ämne i lösning höjer kokpunkten för lösningen enligt ΔT = K b m solute ΔT = kokpunktshöjningen i K (eller C) K b = den molala kokpunkthöjningskonstanten (den är lösningsmedelsspecifik) m = det lösta ämnets molalitet
Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Fryspunktsäkning Ett oflyktigt ämne i lösning sänker fryspunkten för lösningen enligt ΔT = K f m solute ΔT = fryspunktsänkningen i K (eller C) K f = den molala fryspunktsänkningskonstanten (lösningsmedelsspecifik) m = det lösta ämnets molalitet
Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Fasdiagram för rent vatten och en vattenlösning
Avsnitt 11.6 Osmotiskt tryck Osmos och osmotiskt tryck Osmos: Flödet av rent lösningsmedel genom en semipermeabel hinna till ett lösningsmedel. Osmotiskt tryck: Differens mellan ångtrycket över lösningen jämfört med det rena lösningsmedlet. π = C R T π = det osmotiska trycket C = lösningens koncentration i molar R = allmänna gas konstanten T = lösningens temperatur i Kelvin
Avsnitt 11.6 Osmotiskt tryck Visualisering av osmotiskt tryck
Avsnitt 11.6 Osmotiskt tryck Övning Då 33.4 mg av ett ämne löses i 10.0 ml vatten vid 25 C har lösningen ett osmotiskt tryck på 558 torr. Beräkna ämnets molmassa. 111 g/mol
Avsnitt 11.7 Kolligativa egenskaper hos elektrolytlösningar Jonpar
Avsnitt 11.7 Kolligativa egenskaper hos elektrolytlösningar van t Hoff faktor