LØSNINGSFORSLAG TIL EKSAMEN AUGUST 2007

Transkript

1 NTNU Norges teknisk-naturvitenskapelige universitet Fakultet for naturvitenskap og teknologi Institutt for materialteknologi TMT1 KJEMI LØSNINGSFORSLAG TIL EKSAMEN AUGUST 007 OPPGAVE 1 a) - ph defineres som den negative logaritmen til hydrogenionkonsentrasjonen: ph -log [H + ]. - Tilsvarende defineres pk a som den negative logaritmen til syrekonstanten. CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) + - H Ac 5 K HAc 1, 7 (1) Massebalanse: [HAc] o 0,00 [HAc] + [Ac - ] () Ladningsbalanse: [H + ] [OH - ] + [Ac - ] (3) Antagelse: Siden HAc er en syre, antas at [H + ] >> [OH - ] (3) Det vil si at [H + ] [Ac - ] [HAc] 0,00 - [Ac - ] 0,00 [H + ] () Innsettes i (1) H Ac H 1, 7 + 0, 00 H (1) Løsning av. gradslign.: [H + ] + 1,7-5 [H + ] 3,8-7 0 gir [H + ] 1 (-1,7-5 + ( ) 1, 7 3, ) 5,8 - ph -log(5,8 - ) 3, Kontroll av antagelser: [OH - 1 1,76 3, ] + 3, H Antagelsen stemmer Vi kunne dessuten gjøre antagelsen: [HAc] >> [Ac - ] fordi HAc er en syre og lite dissosiert. Det vil si at [HAc] 0,00 - [Ac - ] 0,00 Setter vi det inn i ligning (1), får vi H Ac H 1, 7 0, 00 [H + ] 0,00 1,7-5 3,8-7 [H + ] 5,9 - Denne verdien atskiller seg bare 1,7% fra den vi fant ved en mer omstendelig beregning. Når vi løser 0,00 mol HAc og 0,0 mol NaAc i 1 liter vann, har vi overskudd av en svak syre.

2 Antagelser: (i) [H + ] >> [OH - ] (syreoverskudd) og (ii) [H + ] << [Na + ] (syren er svak). Følgelig er 0,0 [Ac - ]. (Dette ser vi også direkte av reaksjonsligningen HAc + OH - Ac - + H O: for hver OH - som forbrukes, dannes én Ac -. [HAc] 0,00 - [Ac - ] 0,0 (1) + H 0, 0 1, 7 0,0 [H + ] 1,7-5 ph -log [1,7-5 ],76 Antagelsene prøves: (i) [OH ,6 ] + -,7 H [H + ] >> [OH - ] (ii) [H + ] 1,7-5 << [Na + ] - b) - En bufferløsning er karakterisert ved at ph endrer seg lite ved tilsats av moderate sterk syre eller sterk base H Ac KHAc 1,8 Her er [Ac - ] 1 M, og [HAc] 1 M [H + ] K HAc 1,7-5 M ph,76 - [OH - ] 0,1 M [H + ] [OH - ] -1 [H + ] -13 M ph 13 Reaksjon: HAc + OH - Ac - + H O Fordi vi har overskudd av HAc, kan vi regne at reaksjonen går praktisk talt til høyre. Etter reaksjonen vil vi da ha [HAc] 0,9 M; [Ac - ] 1,1 M. Det gir 0,9 1,1 + H KHAc 1,5, ph,8 Vi ser at ph har endret seg lite. Løsning b1 er en bufferløsning. OPPGAVE a) - Løselighetsproduktet for et salt A x B y er K sp [A y+ ] x [B x- ] y Løselighetsproduktet for Ca(OH), K sp,ca(oh) 6, -6 Likevektsligning: Ca(OH) (s) Ca + + OH - (1) Vi anter at det løses så mye hydroksid at vi kan se bort fra bidraget av OH ioner fra vannets egendissosiasjon. Støkiometrien (1) gir da at [OH - ] [Ca + ] K sp,ca(oh) [Ca + ][OH - ] [Ca + ]([Ca + ]) 6, -6 [Ca + ] 1, - (Svaret viser at antagelsen ovenfor var berettiget.) Når løsningen tilsettes ammoniumioner, fjernes hydroksidionene i likevekt (1) etter ligningen NH + + OH - NH 3 + H O Likevekt (1) drives altså over mot høyre. Ammoniumionet er en svak syre, pk a 9,. Vi skal bestemme likevektskonstanten for likevekten Ca(OH) (s) + NH + Ca + + NH 3 (aq) + H O K Delreaksjon 1 Ca(OH) (s) Ca + + OH - K sp

3 3 Delreaksjon NH + NH 3 + H + ( K + NH ) Delreaksjon 3 H + + OH - 1 H O K w Summering av delreaksjonene gir totalreaksjonen ovenfor, og for denne er likevektskonstanten 6 9, 1 K K sp ( K + NH ) 6, ( ),1 8 K w b) Et kation med høy ladning og/eller liten radius vil ordne de omkringliggende vannmolekyler i løsningen slik at den negative enden av molekylet vender mot det positive ionet. (Jf. Coulombs lov.) Dermed kan hydrogenioner bli avstøtt. Vannmolekylene omkring kationet virker dermed som en syre: kationet blir surt. Siden anioner har negativ ladning, vil de ha tendens til å trekke til seg hydrogenioner, med andre ord: virke som baser. Salter som gir sur løsning: NH Cl, FeCl 3, AlCl 3. Salter som gir basisk løsning: NaAc, K SO, Na CO 3. Salter som gir nøytral løsning: NaCl, KCl, NaNO 3. OPPGAVE 3 a) 3 Ag S(s) + Al(s) 6 Ag(s) + 3 S - (aq) + Al 3+ (aq) ΔG 3Δ G - + ΔG 3+ 3ΔGfAgS(s) [ ] fs ( aq) fal ( aq) { ( 9) 3( 1) kj -603 kj ΔGf ln K 3, RT 8,31 98 E ΔGf , nf } K 6 b) t kp / C T kp /K ΔH vap /(kj mol -1 ) ΔH vap /T J K -1 mol -1 Benzen 80,1 353,1 31,0 87,1 Heksan 68,7 31,7 30,8 90,1 Kvikksølv ,0 93,7 Toluen 1,6 383,6 35, 91,7 ΔH T vap ΔS vap De fleste væsker har nokså lik struktur, så forskjellen i entropi fra væske til gass er også nokså lik. t kp / C T kp /K ΔH vap /(kj mol -1 ) ΔH vap /T J K -1 mol -1 Etanol 78,3 351,3 3,0 1,

4 Vann 0,0 373,0,0 118 I etanol og vann har vi hydrogenbindinger. Det gir en mer ordnet struktur i væsken enn det vi finner i forbindelsene ovenfor. Dermed blir ΔS o vap større for etanol og vann. Oksygenelektroden vil være positive pol E E - OPPGAVE 0,059 log Fe 3+ + Fe 1 1 E for [Fe 3+ ] [Fe 3+ ] a) -II +V 0 +II 3 ( 3) Cu S + H N O Cu NO + S + N O + H O Oksidasjon: S - S + e - 3 Reduksjon: NO e - NO 3 S NO 3 3 S + NO Ligningen balanseres med hensyn på H O, og de ureagerte NO 3 -ionene legges til på hver side 3 CuS + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) + 3 S + NO + H O Grunnstoff S oksideres fra oksidasjonstrinn II til oksidasjonstrinn 0 Grunnstoff N reduseres fra oksidasjonstrinn +V til oksidasjonstrinn + +IV +VI +VI +III SO 3 + CrO SO + Cr( OH ) + OH Oksidasjon: - SO 3 SO - + e - 3 Reduksjon: - CrO + 3 e - - Cr(OH) - 3 SO 3 + CrO H O 3 SO - + Cr(OH) - + OH - Grunnstoff S oksideres fra oksidasjonstrinn +IV til oksidasjonstrinn +VI Grunnstoff Cr reduseres fra oksidasjonstrinn +VI til oksidasjonstrinn +III I en galvanisk celle omdannes kjemisk energi til elektrisk energi gjennom en frivillig kjemisk reaksjon mens vi i en elektrolysecelle bruker elektrisk energi til å gjennomføre en ikke-frivillig reaksjon. Hvis vi brukte vekselstrøm under elektrolyse, ville de spesies vi får redusert i det ene øyeblikket bli oksidert igjen i det neste når polariteten reverseres. Aluminium metall produseres elektrolytisk ved følgende reaksjon: Al e - Al (l) Dersom strømutbyttet er 0% (teoretisk verdi), produseres n Al mol i hver celle pr. døgn 1 q I t nal 3 ne 3F 3F I t MAl ,0 mal nal MAl g,58 kg 3F b) - Cellen må ha saltbro mellom de to halvcellene og metallisk ledning mellom elektrodene som dypper ned i elektrolytt. Halvcellereaksjoner: (1) Cd + + e - Cd(s) E 1-0,0 V

5 5 () Fe 3+ + e - Fe + E + 0,77 V Totalreaksjon: (3) () (1) - (3) Fe 3+ + Cd(s) Fe + + Cd + Standard cellepotensial: ΔE celle E - E 1 1,17 V Platinaelektroden er positiv pol. ΔE celle ΔE celle - RT nf 0,059 1,17 6, 0 0,99 V OPPGAVE Fe Cd ln 0, ,17 - log 1, Fe 0, 001 a) En første ordens reaksjon har hastighetsuttrykk som avhenger av konsentrasjonen av den aktuelle reaktant i første potens. dcno 5 r kcno 5 dt som integrert gir ln CNO kt+ ln C 5 NO 5 hvor C NO er konsentrasjonen av N 5 O 5(g) ved t 0 - I et diagram avsetter vi ln CNO (g) som funksjon av tiden t. Dersom vi får en rett linje, er 5 reaksjonen av første orden med hensyn på NO 5. Diagrammet gir en rett linje. Dekomponeringen er en første ordens reaksjon med hensyn på NO Vi har at (se ovenfor) ln CNO kt+ ln C 5 NO, og ved t t1 er C 5 C T( C) T(K) 1 T ( K ) k(s -1 ) ln k ,1-3,0-5 -, ,30-3 7,3-5 -9, ,19-3,7 - -8, , -3 9,1 - -7, ,00-3,9-3 -5,8 Diagrammet av ln(k) mot 1 gir at stigningstallet er T -1,. Siden Ea stigningstallet R så er E a -R(stign.tall) -(8,31 J K -1 mol -1 )(-1, ) K 1,0 5 J mol -1 b) Elektronegativitet er evnen et atom har til å trekke til seg elektronene i en kjemisk binding. Elektronegativiteten øker fra venstre mot høyre i en periode, og nedenfra og opp i en gruppe. Atomer med vidt forskjellig elektronegativitet vil gjerne danne ionebindinger, har bindingen ionekarakter. Atomer med nokså lik elektronegativitet vil gjerne danne

6 6 polare kovalente bindinger. Atomer med lav elektronegativitet vil gjerne danne metallbinding. OPPGAVE 6 åtte valenselektroner ( par) i ytterste skall. For de fleste atomer i. periode er det ikke nok elektroner til a) Hvert atom i forbindelsen søker å oppnå edelgasskonfigurasjon hvis mulig. Det vil si AsH 3 As: 5 elektroner valenselektroner H: 1 elektron valenselektroner 8 valenselektroner OF O: 6 elektroner valenselektroner F: 7 elektroner 7 1 valenselektroner 0 - AlCl Al: 3 elektroner 1 3 valenselektroner Cl: 7 elektroner 7 8 valenselektroner Ioneladning 1 elektron 3 valenselektroner - CO 3 C: elektroner 1 valenselektroner O: 3 elektroner valenselektroner Ioneladning elektroner valenselektroner H:As:H H :F:O:F: :Cl: :Cl:Al:Cl: :Cl: Karbonationet har tre C-O bindinger: 6 elektroner. Hvert O-atom har 3 elektronpar som tilhører bare det elektroner. Sum valenselektroner. I VSEPR-modellen søker elektronparene størst mulig innbyrdes avstand. For AsH 3 vil det si at de tre As-H bindingene vil danne bindingsvinkler på. Molekylet er plant trigonalt. OF molekylet med bindinger vil danne et lineært molekyl. AlCl 3 ionet danner Al-Cl bindinger. Bindingsvinkler 9. Molekylet er tetraedrisk. CO 3 - -ionet danner 3 C-O bindinger. Plant trigonalt molekyl b) sp 3 -hybridisering, eksempel etan, CH. Se fig1 i Zumdahl sp -hybridisering, eksempel eten, C H. Se fig7 i Zumdahl. sp-hybridisering, eksempel etyn, C H. Se fig i Zumdahl. Det dannes følgende typer forbindelser: alkaner, alkener, alkyner.

7 7 De to formene av sykloheksan vises i Zumdahl, fig6 a og b. ( Stol og båt.) I båtformen kommer to hydrogen så vidt nær hverandre at det oppstår frastøtning mellom dem. Stolformen er derfor mest stabil.