Prøveeksamen i Fysikk/kjemi Løsningsforslag Prøve 6

Transkript

1 Program for Elektro og Datateknikk/ AFT Prøveeksamen i Fysikk/kjemi Løsningsforslag Prøve 6 Oppgave 1 Det skal settes navn på 5 ulike forbindelser. i) PbCrO4 Anionet CrO4 2 kalles for kromat. På side 39 i oppslagsboken ser vi at bly (Pb) kan ha flere mulige oksidasjonstall (II eller IV). Vi må derfor angi oksidasjonstallet til Pb. Navnet blir bly(ii)kromat. ii) Ca(CN)2 Kalsium er et jordalkaliemetall som alltid har oksidasjonstall lik +II. Anionet CN kalles for cyanid. Navnet blir kalsiumcyanid. iii) ScCl3 Scandium kan bare ha oksidasjonstall lik +III. Derfor trenger vi ikke om å angi oksidasjonstallet. Navnet blir scandiumklorid. iv) (NH4)2SO4 Ammoniumgruppen (NH4 + ) har alltid ladning +I. Sulfat (SO4 2 ) har ladning 2. Navnet blir ammoniumsulfat. v) Ag2S Fra side 39 i oppslagsboken ser vi at Ag bare kan ha oksidasjonstall +I. Vi trenger derfor ikke om å angi oksidasjonstallet til Ag. Anionet S 2 kalles for sulfid. Navnet blir sølvsulfid. Det skal skrives kjemisk formel basert på 5 ulike navn : vi) Molybden(III)sulfid Anionet sulfid (S 2 ) har ladning 2, mens oksidasjonstallet til Mo er +III. Formelen blir : Mo2S3 vii) Kvikksølv(I)sulfat Anionet sulfat (SO4 2 ) har ladning 2, mens oksidasjonstallet til Hg er +I. Formelen blir: Hg2SO4-1 -

2 viii) Jodheptafluorid Dette er en forbindelse mellom to ikke-metaller. Forstavelsen hepta står for 7. Formelen blir : IF7 ix) Kobber(I)oksid Oksidionet (O 2 ) har ladning 2, mens kobber har oksidasjonstall +I. Formelen blir : Cu2O x) Diklorheptaoksid Dette er en forbindelse mellom to ikke-metaller. Diklor betyr at vi har 2 kloratomer, mens heptaoksid betyr at vi har sju oksygenatomer. Formelen blir : Cl2O7 b) En gassbeholder med volum på 53.7 liter inneholder ren N2(g). Trykket i beholderen er 28.2 atm, mens temperaturen er 25 o C. i) Antall mol N2(g) i beholderen kan finnes fra ideell gasslov : PV = nrt n = (PV)/(RT) Siden volumet er gitt i liter og trykket i atm, må man bruke R = (l atm)/(k mol) nn2 = [(28.2 atm) (53.7 liter)]/[( (l atm)/(k mol)) (298 K)] = mol Antall gram N2(g) finnes ved å multiplisere med molvekten : (61.93 mol) (28.00 g/mol) = 1734 g = 1.73 kg ii) Deretter tilføres Ne(g) til beholderen slik at totaltrykket øker til 75.0 atm. Temperaturen holdes konstant på 25 o C, mens N2 mengden er den samme som over. Partialtrykket av N2 påvirkes ikke av at det tilføres en inert gass PN2 = 28.2 atm Partialtrykket av Ne(g) kan finnes fra Daltons lov : Ptot = PN2 + PNe PNe = Ptot PN2 = = 46.8 atm Antall mol Ne(g) som ble tilført beholderen kan finnes fra ideell gasslov : PV = nrt - 2 -

3 nne = [(46.8 atm) (53.7 liter)]/[( (l atm)/(k mol)) (298 K) = mol Antall gram Ne(g) finnes ved å multiplisere med atomvekten til Ne : ( mol) (20.18 g/mol) = 2074 g = 2.07 kg c) Dette er en typisk oppgave som man kan ha på kjemilaben. Labingeniørene er ofte strenge hvis en ikke tar hensyn til gjeldende siffer. Det er utgangstallet med færrest gjeldende siffer som er avgjørende for antall gjeldende siffer i svaret. Du har to tanker med saltsyre (HCl). Den ene tanken (tank A) inneholder 2.5 M saltsyre, mens den andre tanken (tank B) inneholder 8.0 M saltsyre. Molariteten i blandingene blir : i) 1.0 liter av løsning A og 2.0 liter av løsning B. (1.0 liter) (2.5 mol/l) + (2.0 liter) (8.0 mol/l) (1.0 liter liter) = 6.17 mol/l = 6,2 mol/l ii) 3.0 liter av løsning A og 1.0 liter rent vann. (3.0 liter) (2.5 mol/l) (3.0 liter liter) = 1.88 mol/l = 1,9 mol/l Oppgave 2 a) i) Ligningen under skal balanseres i vandig surt miljø. H3AsO3 + MnO4 Mn 2+ + H3AsO4 1) Arsen oksideres fra +III til +V oks = 2 Mangan reduseres fra +VII til +II red = 5 2) Ligningen er skrevet pr. atom av det som oksideres/reduseres. 3) Kryssmultipliserer med differanse i oksidasjonstall. 5H3AsO3 + 2MnO4 2Mn H3AsO4 4) Ligningen er skrevet med lavest mulig heltall. 5) Vi har ingen ekstra elementer å balansere under punkt 5. Massebalansen for As og Mn er allerede oppfylt, mens massebalansen for H og O balanseres under punkt 7. 6) Siden det er surt miljø, kan ladning balanseres med H +. 5H3AsO3 + 2MnO4 + 6H + 2Mn H3AsO4-3 -

4 7) Balanserer massebalansen for H og O ved hjelp av H2O. 5H3AsO3 + 2MnO4 + 6H + 2Mn H3AsO4 + 3H2O 8) Til slutt er det alltid lurt å ta en kontrollsjekk for å sjekke om massebalanser og ladningsbalanse er oppfylt. Venstre side Høyre side Ladning ( 2) + (6) = +4 2 (2) = 4 Antall As 5 (1) = 5 5 (1) = 5 Antall Mn 2 2 Antall H 5 (3) + (6) = 21 5 (3) + 3 (2) = 21 Antall O 5 (3) + 2 (4) = 23 5 (4) + 3 = 23 Kontrollsjekken er OK. Ligningen er balansert. 5H3AsO3 + 2MnO4 + 6H + 2Mn H3AsO4 + 3H2O ii) I en redoks titrering trengte man 35,2 ml av 0,150 M KMnO4 for å oksidere 50,0 ml av H3AsO3 fullstendig. Ved redokstitrering reagerer reaktantene i støkiometriske mengder. Fra støkiometrien i ligningen over ser man at : n = 5/2 n - H AsO 3 4 MnO 4 Sammenhengen mellom antall mol (n), konsentrasjon (c) og volum (V) er gitt ved : n = c V Setter inn konsentrasjon og volum i støkiometriligningen. (V ) (c ) = 5/2 (V - ) (c - ) H AsO H AsO MnO 4 MnO 4 V - MnO4 ch 5/2 (c - ) 3AsO = 4 MnO4 V H AsO 3 4 (35,2 ml) = 5/2 (0.150 M) = H (50,0 ml) c 3 AsO 4 0,264 M Konsentrasjonen av H3AsO4 i den ukjente løsningen var M

5 b) Titan kan fremstilles fra TiCl4 som igjen dannes fra TiO2 etter følgende reaksjon: 3TiO2(s) + 4C(s) + 6Cl2(g) 3TiCl4(g) + 2CO2(g) + 2CO(g) En beholder inneholder 4.15 g TiO2, 5.67g C og 6.78 g Cl2. Det skal antas at reaksjonen går fullstendig inntil den begrensende reaktanten er oppbrukt. Det skal finnes hvor mange gram av TiCl4 som kan produseres. Starter med å se på de støkiometriske molforholdene i reaksjonsligningen. (ntio2)/(nc) = 3/4 = 0,75 (ntio2)/(ncl2) = 3/6 = 0,50 Beregner antall mol av reaktantene ved å dividere på de respektive molvektene : ntio2 = (4,15 g)/(79,9 g/mol) = 0,0519 mol nc = (5,67 g)/(12,0 g/mol) = 0,473 mol ncl2 = (6,78 g)/(70,9 g/mol) = 0,0956 mol Beregner virkelig molforhold : (ntio2)/(nc) = (0,0519)/(0,473) = 0,11 < 0,75 (ntio2)/(ncl2) = (0,0519)/(0,0956) = 0,543 > 0,50 TiO2 er i underskudd i forhold til C, mens TiO2 er i overskudd i forhold til Cl2. Dette betyr at Cl2 er den begrensende reaktant. Fra reaksjonsligningen ser en at det dannes halvparten spå mange mol (3/6) av TiCl4 som det forbrukes av Cl2. nticl4 = 1/2 ncl2 = 1/2 (0,0956 mol) = 0,0478 mol Massen av TiCl4 finnes ved å multiplisere antall mol med molvekten. mticl4 = (0,0478 mol)(189,7 g/mol) = 9,07 gram c) Ammoniakk brennes til nitrogenoksid etter følgende ligning: 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O Det tilsettes 2,14 kg NH3 og 3,16 kg O2 til reaktoren, mens det dannes 1,21 kg NO. Det støkiometriske forholdet finnes ved å se på støkiometrien i reaksjonsligningen. n n 5 4 O2 = = NH3 STØK 1,25 Beregner antall mol av reaktantene : no2 = (3160 g)/(32,00 g/mol) = 98,75 mol - 5 -

6 nnh3 = (2140 g)(17,0 g/mol) = 125,9 mol Beregner virkelig fødeforhold : n n 98,75 125,9 O2 = = NH3 VIRK 0,78 (0,78 < 1,25) Da virkelig fødeforhold er mindre enn det støkiometriske, er O2 den begrensende reaktant. Beregner maksimalt antall mol NO som kan dannes : nno = 4/5 (no2) = 4/5 (98,75 mol) = 79,0 mol Teoretisk utbytte av NO finnes ved å multiplisere med molvekten : mno = (79,0 mol) (30,0 g/mol) = 2370 gram = 2,37 kg Prosentvis utbytte finnes som forholdet mellom virkelig (veid) utbytte og teoretisk utbytte: 1,21 kg Prosentvis utbytte = (100%) 2,37 kg = 51,1 % Oppgave 3 a) Nedenfor er det gitt 5 stoffkombinasjoner. Det skal skrives en balansert netto reaksjonsligning for de kombinasjonene som i følge spenningsrekka finner sted. En spontan redoksreaksjon finner sted dersom E o for katodereaksjonen er høyere enn E o for anodereaksjonen. For å få en spontan totalreaksjon, må en av reaktantene oksideres og en reduseres. Finner E o verdier fra tabell på side 44 i oppslagsboken. i) Cu(s) + H + Cu kan både oksideres til Cu + (aq) og Cu 2+ (aq). Cu e Cu(s) Cu + + e Cu(s) 2H + + 2e H2(g) E o A = 0,34 V E o A = 0,52 V E o K = 0 V Uansett hvilken kobberreaksjon man velger, så er E o K < E o A Reaksjonen skjer ikke ii) Zn(s) + H + Zn e Zn(s) 2H + + 2e H2(g) E o A = 0,76 V E o K = 0 V - 6 -

7 Siden E o K > E o A Reaksjonen vil skje Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H2(g) Sink vil f.eks korrodere i saltsyre med dannelse av H2(g). iii) Fe 2+ + Cu 2+ Undersøker om Fe 2+ kan oksideres til Fe 3+ samtidig som Cu 2+ reduseres til enten Cu(s) eller Cu + (aq). Fe 3+ + e Fe 2+ Cu e Cu(s) Cu + + e Cu(s) E o A = 0,77 V E o K = 0,34 V E o K = 0,52 V Uansett hvilken kobberreaksjon man velger, så er E o K < E o A Reaksjonen skjer ikke iv) Fe 2+ + Ag + Undersøker om Fe 2+ kan oksideres til Fe 3+ samtidig som Ag + reduseres til Ag(s) Fe 3+ + e Fe 2+ Ag + + e Ag(s) E o A = 0,77 V E o K = 0,80 V Siden E o K > E o A Reaksjonen vil skje Fe 2+ (aq) + Ag + (aq) Fe 3+ (aq) + Ag(s) v) Fe 2+ + I2 Undersøker om Fe 2+ kan oksideres til Fe 3+ samtidig som I2 reduseres til 2I (aq) Fe 3+ + e Fe 2+ I2(aq) + 2e 2I E o A = 0,77 V E o K = 0,62 V E o K < E o A Reaksjonen skjer ikke b) Nedenfor er det vist en galvanisk celle. I den venstre halvcellen er det en sinkelektrode, mens det i den høyre halvcellen er en sølvelektrode. [Zn(NO3)2] = 0.02 M i den venstre halvcellen, mens [AgNO3] = M i den høyre halvcellen. Mellom halvcellene er det en saltbro som er laget av KNO

8 Et voltmeter kobles inn mellom cellene, der den negative inngangen på voltmeteret kobles til sinkelektroden mens den positive inngangen kobles til sølvelektroden. Siden sink er uedlere enn sølv, vil sink bli anode mens sølv blir katode. Anioner vil transporteres gjennom saltbroen mot anoderommet, mens kationer transporteres mot katoderommet. NO3 transportere fra høyre mot venstre, mens Zn 2+ og K + transporteres fra venstre mot høyre. Den drivende kraften for ionevandring er opprettholdelse av elektronøytralitet. Anode : Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e Katode : Ag + (aq) + e Ag(s) Total : Zn(s) + 2Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2Ag(s) E o celle = E o (Ag + /Ag) E o (Zn 2+ /Zn) = 0.80 ( 0.76) = 1.56 V Det reversible cellepotensialet (E rev ) kan finnes fra Nernst ligning : Zn n F Ag 2+ rev o R T E = E Celle ln + 2 der R er gasskonstanten : J/(K mol), T er temperaturen i Kelvin n er antall ekv/mol i totalreaksjonen : 2 ekv/mol, F er Faradays konstant : A s/ekv NB! I kjemibøker kalles ofte cellepotensialet for (E), mens i elektrokjemibøker kalles det for E rev. Hvis temperaturen ikke er oppgitt, er det vanlig å anta romtemperatur (25 o C). Setter inn tallverdier : ( 0.02) ( ) rev E = 1.56 ln = 1.43 V 2 Den negative inngangen på voltmeteret er koblet til den negative elektroden. Voltmeteret vil da vise E rev (1.43 V). Hvis den negative inngangen på voltmeteret hadde vært koblet til den positive elektroden, ville voltmeteret vist E rev ( 1.43 V)

9 c) En jernplate med dimensjon 10,00 cm x 12,00 cm korrosjonstestes i sjøvann. Platen har to aktive sider, mens tykkelsen til platen er 2,5 mm. Platen korroderer med en korrosjonshastighet tilsvarende 0,118 mm/år. Det dannes toverdige jernioner. Når det ikke er gitt noe annet i oppgaven, bør man anta at hele platen er neddykket. Siden platen er forholdsvis tynn, kan man se bort fra kantarealene i forhold til sidearealene. En plate har to sider. Beregner arealet av platen. A = 2 (10,0 cm) (12,0 cm) = 240 cm 2 i) Beregner tykkelsesreduksjonen i løpet av testperioden på 3 måneder. (5 mnd) δ = (0,118 mm/år) = 4, mm = 4, cm (12 mnd/år) Beregner volumet (V) av forsvunnet metall pga korrosjon : V = A δ = (240 cm 2 ) ( 4, cm) = 1,18 cm 3 Vekttapet pga korrosjon kan finnes ved å multiplisere med tettheten. Tettheten til jern finnes fra tabell på side 30 i oppslagsboken. m = V ρ = (1,18 cm 3 ) (7.86 g/cm 3 ) = 9,3 gram ii) Korrosjonshastigheten skal regnes om til A/cm 2. Finner først korrosjonshastigheten i g/s. v = (152 (9,3 gram) døgn) (24 h/døgn) (60 min/h) (60 s/min) = 7, g/s Dividerer med molvekten til jern for å få svaret i mol/s : N = (7, g/s)/(55.85 g/mol) = 1, mol/s Korrosjonsstrømmen (Ikorr) kan finnes fra Faradays lov : N = I korr n F Ikorr = n F N = (2 ekv/mol) (96485 As/ekv) (1, mol/s) = 2, A ikorr = (2, A)/(240 cm 2 ) = A/cm 2-9 -

10 Oppgave 4 Oppgave

11 Oppgave 6 Oppgave