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, 8 5 7 + ) 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.
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 - 1 1 9,6 ] + -,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 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) {3 86 + ( 9) 3( 1) kj -603 kj ΔGf 603000 ln K 3, RT 8,31 98 E ΔGf 603000 3, nf 6 9685 } 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 357 630 59,0 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,
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 - 3 + 3 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 - + 5 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 3+ + 3 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 305000 60 60 7,0 mal nal MAl 3 9685 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 () 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 5 + + Fe Cd ln 0,059 1 1,17 - log 1, 05 3+ 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. 5 1 - 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 0 93 3,1-3,0-5 -,8 30 303 3,30-3 7,3-5 -9,53 0 313 3,19-3,7 - -8, 50 33 3, -3 9,1 - -7,00 60 333 3,00-3,9-3 -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 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 1 5 5 valenselektroner H: 1 elektron 3 1 3 valenselektroner 8 valenselektroner OF O: 6 elektroner 1 6 6 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 3 6 18 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. 3 6 18 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 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.