Program for Elektro og Datateknikk/ AFT Prøveeksamen i Fysikk/kjemi Løsningsforslag Prøve 5 Oppgave 1 a) Norske navn skal angis på forbindelsene. i) HCl Det er vanlig å bruke trivialnavn på syrene. Etter navnereglene kunne vi gitt HCl navnet hydrogenklorid, men dette navnet brukes svært sjelden. HCl går under navnet saltsyre. ii) HCOOH HCOOH er den enkleste karboksylsyren pga at det bare inngår et C-atom i molekylet. En karboksylsyre er et organisk stoff. Syren kalles for maursyre. iii) COOHCOOH Dette er en diprotisk karboksylsyre. Syren går under navnet oksalsyre. iv) NaCl NaCl er vanlig koksalt. Navnet er natriumklorid. Vi trenger ikke om å angi oksidasjonstallet til Na fordi Na er et alkaliemetall som bare kan ha oksidasjonstall lik +I. v) CaF2 Kalsium er et jordalkaliemetall som alltid har oksidasjonstall lik +II. Derfor trenger vi ikke om å angi oksidasjonstallet til Ca. Navnet blir kalsiumfluorid. vi) CuSO4 Cu kan både ha oksidasjonstall +I og +II. Derfor må vi angi oksidasjonstallet til Cu i navnet. Siden sulfatgruppen (SO4 2 ) har ladning -2, må Cu ha oksidasjonstall +II. Navnet blir kobber(ii)sulfat. vii) Na2SO3 Natrium er et alkaliemetall som alltid har oksidasjonstall +I. Når Na bare kan ha et oksidasjonstall, trenger vi ikke om å angi det i navnet. Anionet SO3 2 kalles for sulfitt. Navnet på forbindelsen blir natriumsulfitt. viii) K2CO3 Kalium er et alkaliemetall. Anionet CO3 2 kalles for karbonat. Navnet blir kaliumkarbonat. - 1 -
b) Aspartam brukes som søtningsstoff i lettbrus. Aspartam inneholder 57,13 vekt% C, 27,18 vekt% O, 9,52 vekt% N og 6,17 vekt% H. Molvekten er 294,30 g/mol. Empirisk formel og molekylformel skal bestemmes. Tar basis i 100 gram prøve slik at vekt% tilsvarer antall gram av de ulike elementene. no = (27,18 g)/(16,00 g/mol) = 1,699 mol nc = (57,13 g)/(12,01 g/mol) = 4,757 mol nh = (6,17 g)/(1,008 g/mol) = 6,121 mol nn = (9,52 g)/(14,01 g/mol) = 0,680 mol nn er minst. Det er alltid lurt å sette opp molforhold, der det minste moltallet er under brøkstreken i alle forhold. (nh)/(nn) = (6,121)/(0,680) = 9 (nc)/(nn) = (4,757)/(0,680) = 7 (no)/(nn) = (1,699)/(0,680) = 2,5 = 5/2 no = 5 og nn = 2 nc = 7 (nn) = 7 (2) = 14 nh = 9 (nn) = 9 (2) = 18 Den emiriske formelen blir : C14H18N2O5 Empirisk vekt = 14 (12,01g/mol) + 18 (1,008 g/mol) + 2 (14,01 g/mol) + 5 (16,00 g/mol) = 294,3 g/mol Da oppgitt molvekt er lik empirisk vekt, er molekylformelen lik den empiriske formelen. Molekylformel : C14H18N2O5 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) 0.5 liter av løsning A og 0.5 liter av løsning B. (0.5 liter) (2.5 mol/l) + (0.5 liter) (8.0 mol/l) (0.5 liter + 0.5 liter) = 5.25 mol/l = 5 mol/l Benevnelsen mol/l skrives ofte som stor M Her blir konsentrasjonen 5 M - 2 -
ii) 1.0 liter av løsning A + 1.5 liter av løsning B + 2.0 liter rent vann. (1.0 liter) (2.5 mol/l) + (1.5 liter) (8.0 mol/l) (1.0 liter + 1.5 liter + 2.0 liter) = 3.22 mol/l = 3,2 mol/l Oppgave 2 a) Gitt reaksjonen : 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l) I utgangspunktet er det 1.623 kg O2 og 1.436 kg NH3(g) i en reaktor der det tilføres varme. Gassene reagerer spontant, og reaksjonen går fullstendig mot høyre. i) Fra støkiometrien i ligningen ser en at støkiometrisk molforhold (O2/NH3) = 5/4 = 1,25 Beregner antall mol av reaktantene som er tilgjengelig. O2 : (1623 g)/(32.0 g/mol) = 50,7 mol NH3 : (1436 g)/(17.0 g/mol) = 84,5 mol Virkelig molforhold = (O2/NH3) = (50,7 mol)/(84,5 mol) = 0,60 (0,60 < 1,25) Da virkelig molforholdet er mindre enn støkiometrisk molforholdet, er O2 den begrensende reaktant. ii) Fra støkiometrien i ligningen ser en at det dannes 4 mol NO(g) pr. mol O2(g). Antall mol NO(g) som dannes : 4/5 x (50,7 mol) = 40,6 mol Molvekten til NO(g) er 30.0 g/mol (finnes fra tabell 5 i SI-CD). Antall g NO(g) som dannes : (40.6 mol) (30.0 g/mol) = 1218 g = 1,22 kg b) I en airbag skjer følgende reaksjon : NaN3(s) Na(s) + N2(g) i) Ligningen kan balanseres ved å sette 3/2 foran N2(g) NaN3(s) Na(s) + 3/2N2(g) ii) Airbagen inneholder 160 gram NaN3(s). Reaksjonen går fullstendig til høyre ved utløsning. Molvekt NaN3(s) = ANa + 3AN = (22.99 g/mol) + 3 (14.01 g/mol) = 65.02 g/mol Antall mol NaN3 = (160 gram)/(65.02 g/mol) = 2.461 mol Fra støkiometrien ser en at det dannes 3/2 mol N2 pr. mol NaN3. Antall mol N2 = 3/2 (2.461 mol) = 3.691 mol - 3 -
Ved STP er molvolumet : 22.414 l/mol (gitt i tabell 2 i SI-CD) Airbagvolumet ved STP blir : (3.691 mol)(22.414 l/mol) = 82.7 liter iii) Airbagvolumet skal finnes når temperaturen er 30 o C og trykket er 1 atm. Beregner molvolumet : V/n = RT/P = (0.082057)(303.16)/(1) = 24.876 liter/mol Airbagvolumet blir : (3.691 mol)(24.876 l/mol) = 91.8 liter c) i) En syre gir fra seg H3O + (H + ) når den reagerer med vann. HAc(aq) + H2O(l) Ac (aq) + H3O + (aq) I stedet for H3O + er det mest vanlig å skrive ligningen med H + isteden : HAc(aq) Ac (aq) + H + (aq) En base gir fra seg OH når den reagerer med vann : Ac (aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH (aq) Et konjugerende syre-base par er det samme som tilhørende syre-base par. Når en syre gir fra seg H +, dannes den konjugerende basen. Ac er konjugerende base til syren HAc. Når en base gir fra seg OH dannes den konjugerende syren. NH4 + er konjugerende syre til basen NH3. NH3(aq) + H2O(l) NH4 + (aq) + OH (aq) Jo sterkere en syre er, desto svakere er den konjugerende basen. Jo svakere en syre er, desto sterkere er den konjugerende basen. ii) 0.02 M HOCl Hypoklorsyre (HOCl) er en svak syre. pka for HOCl finnes fra tabell 22 i SI : pka = 7.53 HOCl(aq) = H + (aq) + OCl (aq) Start 0.02 0 0 Likevekt 0.02 x x x + [H ] [OCl ] K a = = 10 [HOCl] 7.53-4 -
2 x 7.53 Ka = = 10 (0.02 x) Dette er en andregradsligning som kan løses direkte på kalkulatoren. Ligningen kan forenkles ved at en antar at x << 0.02 : x 2 7.53 = (0.02) ( 10 ) = 10 9.23 x = 10 4.61 = [H + ] ph = 4.61 iii) 0.02 M NaOCl NaOCl er et lettløselig salt som er fullstendig dissosiert i ioner. NaOCl(s) Na + (aq) + OCl (aq) OCl (aq) er den korresponderende basen til syren HOCl. pkb = 14.0 pka = 14.00 7.53 = 6.47 OCl (aq) + H2O(l) = HOCl(aq) + OH (aq) Start 0.02 0 0 Likevekt 0.02 x x x [OH ] [HOCl] K b 10 [OCl ] 6.47 = = 2 x Kb = = 10 (0.02 x) 6.47 Antar at x << 0.02, slik at ligningen forenkles til : x 2 = (0.02) (10 6.47 ) = 10 8.17 x = 10 4.08 = [OH ] poh = 4.08 ph = 14.00 poh = 9.92 Sjekker om antakelsen er OK. Et ledd kan neglisjeres hvis det er under 5% av det leddet som det sammenlignes med. [(10 4.08 )/(0.02)] (100%) = 0.4 % (antakelsen er OK) - 5 -
Oppgave 3 a) Nedenfor er det gitt 6 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 side 44 i formelsamling. i) Zn 2+ + Br Undersøker om Zn 2+ kan reduseres til Zn(s) i katodereaksjonen samtidig som Br oksideres til Br2(aq) i anoderaksjonen. Zn 2+ + 2e Zn(s) E o K = 0,76 V Br2(aq) + 2e 2Br E o A = 1,10 V E o K < E o A Reaksjonen finner ikke sted ii) Zn 2+ + Br2 Her er det to reaktanter som begge kan reduseres. Vi må ha minst en reaktant som oksideres, for å få en redoks reaksjon. Zn 2+ kan reduseres til Zn(s), mens Br2 kan reduseres til 2Br. Vi har ingen reaktanter som kan oksideres. Reaksjonen skjer ikke. iii) Zn(s) + Br Her har vi to reaktanter som begge kan oksideres. Zn(s) kan oksideres til Zn 2+, mens 2Br kan oksideres til Br2. Vi har ingen reaktanter som kan reduseres. Reaksjonen finner ikke sted. iv) Zn(s) + Br2 Zn 2+ + 2e Zn(s) E o A = 0,76 V Br2(aq) + 2e 2Br E o K = 1,10 V Anodereaksjonen er den reaksjonen som er snudd. Siden E o K > E o A Reaksjonen vil skje Zn(s) + Br2(aq) Zn 2+ (aq) + 2Br (aq) v) Cu 2+ + H2(g) Cu 2+ + 2e Cu(s) 2H + + 2e H2(g) E o K = 0,34 V E o A = 0 V - 6 -
Siden E o K > E o A Reaksjonen vil skje Cu 2+ (aq) + H2(g) Cu(s) + 2H + (aq) vi) Cu 2+ + H + Her har vi to reaktanter som begge kan reduseres. Vi har ingen reaktanter som kan oksideres. Reaksjonen finner ikke sted. a) b) Antar at x mol av saltene løser seg opp. Løseligheten vil da tilsvare x. i) MgCO3(s) = Mg 2+ (aq) + CO3 2- (aq) Start -------------- 0 0 Likevekt -------------- x x Ksp = [Mg 2+ ] [CO3 2- ] = 2,0 10 5 Ksp = (x) (x) = 2,0 10 5 x 2 = 2,0 10 5 x = 2,0 10 = 4,5 10 3 mol/l [Mg 2+ ] = x = 4,5 10 3 mol/l ii) MgF2(s) = Mg 2+ (aq) + 2F (aq) Start -------------- 0 0 Likevekt -------------- x 2x Ksp = [Mg 2+ ] [F ] 2 = 3,7 10 8 Ksp = (x) (2x) 2 = 4x 3 = 3,7 10 8 x 3 = (3,7 10 8 )/4 = 9,25 10 9 x = (9,25 10 9 ) 1/3 = 2,1 10 3 mol/l [Mg 2+ ] = 2,1 10 3 mol/l iii) Mg3(PO4)2(s) = 3Mg 2+ (aq) + 2PO4 3- (aq) Start -------------- 0 0 Likevekt -------------- 3x 2x - 7 -
Ksp = [Mg 2+ ] 3 [ PO4 3- ] 2 = 2,1 10 25 Ksp = (3x) 3 (2x) 2 = 3 3 2 2 x 5 = 108x 5 x 5 = (2,1 10 25 )/108 = 1,94 10 27 x = (1,94 10 27 ) 1/5 = 4,5 10 6 mol/l [Mg 2+ ] = 3x = 3 (4,5 10 6 ) = 1,4 10 5 mol/l Konklusjon : En mettet løsning av MgCO3 har høyest Mg 2+ -konsentrasjon. c) Gitt cellerekken : Zn(s) Zn 2+ (0.1 M) Ag + (0.01 M) Ag(s) En cellerekke er definert slik at anoden alltid er til venstre. På anoden skjer det alltid en oksidasjon mens det på katoden alltid skjer en reduksjon. Ved en oksidasjon frigis elektroner mens det ved en reduksjon forbrukes elektroner. I oppslagsbøker er alle halvreaksjoner gitt som reduksjonsreaksjoner. Standard halvcellepotensial for den motsatte reaksjonen (oksidasjonen) er lik standard halvcellepotensial for reduksjonen med motsatt fortegn. E o oks = E o red Zn 2+ (aq) + 2e Zn(s) E o red = 0.76 V (Gitt i SI-CD) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e E o oks = ( 0.76 V) = 0.76 V Anode (oksidasjon) : Zn(s) Zn 2+ + 2e Katode (reduksjon) : Ag + + e Ag(s) E o Anode = ( 0.76 V) = 0.76 V E o Katode = 0.80 V Total : 2Ag + + Zn(s) 2Ag(s) + Zn 2+ E o Celle = E o Anode + E o Katode = 1.56 V Cellepotensialet (E rev ) kan beregnes fra Nernst ligning. cellepotensialet som E i stedet for E rev. I enkelte bøker betegnes E rev o R T = E Celle ln(q) der Q er aktivitetsproduktet n F E rev = E o Celle a R T ln n F a 2+ Zn (aq) 2 + Ag (aq) a a 2 Ag(s) Zn(s) Aktiviteten av rene faste stoffer er lik 1. I fortynnede løsninger er det ofte en god tilnærmelse å sette aktiviteten av et ion lik konsentrasjonen av ionet. - 8 -
E rev = E o Celle R T ln n F 2+ [ Zn ] + 2 [ Ag ] R er gasskonstanten : 8.314 J/(K mol), T er temperaturen i Kelvin n er antall ekv/mol i totalreaksjonen : 2 ekv/mol, F er Faradays konstant : 96485 A s/ekv Hvis temperaturen ikke er oppgitt, er det vanlig å anta romtemperatur (25 o C). [ 0.1] [ 0.01] rev 8.314 298 E = 1.56 ln = 2 2 96485 1.47 V Da E rev > 0, vil cellen kunne fungere som en spontan (galvanisk) celle. G = n F E rev Positiv E rev gir negativ G Spontan reaksjon Anoden er negativ i en galvanisk celle, mens katoden er positiv. NB! Dette er motsatt av en elektrolysecelle hvor anoden er positiv og katoden negativ. Elektroner går i den ytre krets fra anoden til katoden. Siden det alltid skjer en reduksjon med forbruk av elektroner på katoden, vil alltid elektronene gå inn på katoden. Ioner transporterer strøm gjennom løsningen (det går ingen elektroner i løsningen). Dobbelstreken indikerer at det er et fysisk skille mellom anoderom og katoderom, enten i form av en saltbro, et diafragma eller en membran. Hvis det ikke var et skille, ville sølv bli utfelt på sinkektroden istedet for på sølvelektroden. Da ville det ikke gå noen strøm i den ytre krets. Det er strømtransporten i den ytre krets som gjør at cellen kan brukes som et batteri. - 9 -
Diafragma De mest vanlige diafragmaene består enten av asbest eller duker av syntetiske stoffer. Diafragmaet kan også være et porøst sintret materiale av f.eks. sintret aluminiumoksid, porselen, glass eller betong. Formålet med diafragmaet er at det skal fungere som en fysisk barriere som reduserer konveksjon og diffusjon mellom elektroderommene. Det bør ha den egenskapen at det ohmske spenningstapet er minst mulig over diafragmaet, hvilket betyr størst mulig porevolum. Samtidig må ikke porevolumet være for stort slik at transporten av elektrolytt gjennom diafragmaet begrenses. Diafragmaet kan ikke være helt tett. En er avhengig av migrasjon (ionetransport pga elektrisk felt) gjennom diafragmaet. Hvis en ikke har migrasjon, vil det ikke være elektrisk kontakt mellom anoderom og katoderom. En er avhengig av at ioner transporterer strømmen gjennom elektrolytten. Membraner Membraner er bare selektive for bestemte ioner. Den prinsipielle virkemåten for ionebyttemembraner er vist i figuren under. Porene i slike membraner har en diameter i samme størrelsesorden som ionediameteren. En kationbyttemembran tillater bare transport av kationer gjennom membranen fordi poreveggene i kationmembranene er negativt ladet. Forholdene er motsatte i en anionbyttemembran. En membran som ofte blir brukt, er en kationselektiv membran med hensyn på H + (NAFION membran). Andre kationer slipper ikke gjennom fordi H + -ionet er mye mindre enn andre kationer. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + Kationbyttemembran (membranen er negativt ladet) - 10 -
Oppgave 4 Oppgave 5-11 -
Oppgave 6-12 -
Oppgave 7-13 -