Kapitel Repetition inför delförhör 2

Transkript

1 Kapitel Repetition inför delförhör 2

2 Kapitel 1 Innehåll Kapitel 12 Kapitel 13 Kapitel 14 Kapitel 15 Kapitel 16 Kapitel 17 Kapitel 18 Kemisk kinetik Kemisk jämvikt Syror och baser Syra-basjämvikter Löslighetsjämvikter Kemisk drivkraft Redoxjämvikter

3 Kapitel 12 Kemisk kinetik

4 Kapitel 12 Vatten, Kemisk ett kinetik lösningsmedel Definition Området inom kemi som berör reaktionshastigheter

5 Kapitel 12 Vatten, Kemisk ett kinetik lösningsmedel 2BrNO 2NO + Br 2

6 Kapitel 12 Vatten, Kemisk ett kinetik lösningsmedel Hastighetsuttryck Rate = k[no 2 ] n k = hastighetskonstant n = reaktionsordning

7 Kapitel 12 Vatten, Kemisk ett kinetik lösningsmedel Arrhenius ekvation k = A e -Ea/RT k = hastighetskonstanten A = frekvensfaktor E a = aktiveringsenergi R = gaskonstanten T = temperatur

8 Kapitel 12 Vatten, Kemisk ett kinetik lösningsmedel Övning Reaktionen 2N 2 O 5 (g) 4NO 2 (g) + O 2 (g) studerades vid flera temperaturer och följande värden på hastigahetskonstanten k erhölls: k(s -1 ) T( o C) 2.0 x x Beräkna aktiverings- 2.7 x energin E a 9.1 x x

9 Kapitel 13 Kemisk jämvikt

10 Kapitel 13 Kemisk jämvikt Koncentrationsprofil för H 2 O(g) + CO(g) H 2 (g) + CO 2 (g) Koncentration & & Jämvikt Tid

11 Kapitel 13 Kemisk jämvikt Massverkans lag (Guldberg & Waage 1864) För den allmänna reaktionen ja + kb lc + md kan massverkans lag skrivas med hjälp av jämviktsuttrycket: l m K = C D A j B k där [X] är koncentrationen av ett löst ämne och K är jämviktskonstanten

12 Kapitel 13 Kemisk jämvikt Gaskoncentrationer kan anges i mol/l och i atm För reaktionen: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) K = [ ] 2 NH3 [ N ] [ H ] K p = p ( ) 2 p NH3 ( N ) p( H ) K p = K(RT) Δn Δn = differensen mellan de stökiometriska koefficienterna i jämviktsreaktionen (gaser) R = 0,08206 atm l/(mol K)

13 Kapitel 13 Kemisk jämvikt Lösandet av jämviktsproblem 1. Balansera reaktionslikheten. 2. Teckna jämviktsuttrycket. 3. Lista begynnelsekoncentrationerna. 4. Beräkna Q och bestäm reaktionsriktningen. 5. Definiera jämviktskoncentrationerna (med x). 6. Inför koncentrationerna i jämviktsuttrycket 7. Bestäm jämviktskoncentrationerna ur definitionen med x 8. Kontrollera resultatet genom att beräkna K.

14 Kapitel 13 Kemisk jämvikt Övning Vätgas och jodgas reagerar till gasformig vätejodid, K p = Till en början är p(h 2 ) = atm, p(i 2 ) = atm och p(hi) = atm. Beräkna jämviktspartialtrycket för varje species.

15 Kapitel 14 Syror och baser

16 Kapitel 14 Syror och baser Konjugerade syra-baspar HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq) syra bas konj.bas konj.syra konjugerad bas: det som kvarstår av syramolekylen efter att den dissocierat. konjugerad syra: bildas när en proton överförs till basen.

17 Kapitel 14 Syror och baser Syrakonstanten (K a ) HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq) HO A = = HA K a H A HA

18 Kapitel 14 Syror och baser Grafisk representation av olika syrors styrka Stark syra fullständigt dissocierad Svag syra delvis dissocierad

19 Kapitel 14 Syror och baser Svaga syror

20 Kapitel 14 Syror och baser Vattnets autoprotolys Vatten är en amfotär förening (den kan fungera både som en syra och en bas). H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH syra bas konj.syra konj.bas K w = [H 3 O + ] [OH ] = vid 25 C

21 Kapitel 14 Syror och baser ph-skalan ph = log[h + ] ph i vatten antar värden typiskt mellan 0 och 14. K w = = [H + ] [OH ] pk w = = ph + poh Då ph stiger, sjunker poh (summan = 14.00). I neutralt vatten är [H + ] = [OH ] = ph = 7; neutral. ph > 7; basisk, ph < 7; sur

22 Kapitel 14 Syror och baser Beräkna ph för en lösning 1. Lista upp de viktigaste molekylerna och jonerna i lösningen 2. Notera vilka ämnena som kan producera H + (eller OH ) och skriv ner reaktionslikheterna. 3. Avgör på basen av K a den dominerande H + donatorn vid jämvikt. 4. Skriv upp jämviktsuttrycket för den dominerande jämvikten. 5. Lista utgångskoncentrationerna i den dominerande jämvikten.

23 Kapitel 14 Syror och baser Beräkna ph för en lösning (forts) 6. Avgör förändringen från utgångssituationen till jämvikt (som x ). 7. Teckna jämviktskoncentrationerna som funktionav förändringen (x). 8. För in jämviktskoncentrationerna i jämviktsuttrycket. 9. Bestäm x ur andragradsekvationen (alt. bestäm x den enkla vägen och verifiera lösningen m.h.a. 5% regeln). 10.Beräkna [H + ] och ph ur jämviktsdefinitionen

24 Kapitel 14 Syror och baser Övning Beräkna ph för en M vattenlösning av HOCl(aq) (vätehypoklorit/underklorsyrlighet) K a = 3.5 x 10-8

25 Kapitel 15 Syra-basjämvikter

26 Kapitel 15 Syra-basjämvikter Effekten av en gemensam jon Förskjuter jämviktstillståndet genom tillsatts av en jon som ingår i ett jämviktssystem. En direkt tillämpning av Le Châteliers princip. Innebär en förskjutning av jämvikten då man adderar en jon som deltar i jämviktsreaktionen. HF(aq) H + (aq) + F (aq) Tillsats av NaF(s) förskjuter jämvikten

27 Kapitel 15 Syra-basjämvikter En buffrad lösning motstår en förändring av sitt ph när antingen H + eller OH tillsätts. En liter 0.50 M CH 3 COOH M CH 3 COONa i samma lösning utgör en buffrad lösning med ph = 4.74 En tillsats av mol fast NaOH höjer lösningens ph till 4.76, en minimal förhöjning.

28 Kapitel 15 Syra-basjämvikter Övning a) Beräkna ph för en vattenlösning med 1.0 M HF. b) Beräkna ph för en vattenlösning med 1.0 M HF och 1.0 M NaF. K a, HF = 7.2 x 10-4

29 Kapitel 16 Löslighetsjämvikter

30 Kapitel 16 Löslighetsjämvikter Löslighetsjämvikter För fasta jonföreningar som delvis löser sig i vatten (begränsad löslighet). Bi 2 S 3 (s) 2Bi 3+ (aq) + 3S 2 (aq) K sp = löslighetsprodukt K sp = [Bi 3+ ] 2 [S 2 ] 3

31 Kapitel 16 Löslighetsjämvikter Löslighetsprodukt Löslighetsprodukten (K sp ) är en jämviktskonstant som har ett värde för en given reaktion vid en viss temperatur. Lösligheten uttryckt i M eller g/l är bara en jämviktsposition. Bi 2 S 3 (s) 2Bi 3+ (aq) + 3S 2 (aq) 3+ 2 S 2 3 K = Bi sp

32 Kapitel 16 Löslighetsjämvikter Löslighetsprodukter vid 25 C

33 Kapitel 16 Löslighetsjämvikter Övning Beräkna lösligheten för silverklorid i vatten. K sp = M Beräkna lösligheten för silverfosfat i vatten. K sp = M

34 Kapitel 17 Kemisk drivkraft

35 Kapitel 17 Kemisk drivkraft Termodynamikens andra lag Drivkraften för en spontan process är en ökning i universums totala entropi. ΔS universum = ΔS system + ΔS omgivning

36 Kapitel 17 Kemisk drivkraft Fri energi, G ΔG = ΔH TΔS (ur systemets synvinkel) En process (vid konstant T, P) är spontant i den riktning dit den fria energin minskar: ΔG motsvarar +ΔS univ

37 Kapitel 17 Kemisk drivkraft Övning Vid vilken temperatur vid 1 atm blir nedanstående process spontan då ΔH = 31.0 kj/mol och ΔS = 93.0 J/K mol? Br 2 (l) Br 2 (g) Vad kallas denna temperatur?

38 Kapitel 18 Elektrokemi

39 Kapitel 18 The Redoxjämvikter Mole Elektrokemi Läran om sambandet mellan kemisk och elektrisk energi

40 Kapitel 18 The Redoxjämvikter Mole Galvanisk cell och elektrolys Galvanisk cell Elektrolys anod katod katod anod

41 Kapitel 18 The Redoxjämvikter Mole Halvreaktioner Redox-reaktionen delas upp i två halvreaktioner, en för oxidationen en för reduktionen. 8H + + MnO 4 + 5Fe 2+ Mn Fe H 2 O Reduktion: 8H + + MnO 4 + 5e Mn H 2 O Oxidation: 5Fe 2+ 5Fe e

42 Kapitel 18 The Redoxjämvikter Mole Övning Beskriv fullständigt den galvaniska cellen där följande halvreaktioner sker under standardförhållanden: Ag + + e - Ag E 0 = 0.80 V Fe 3+ + e - Fe 2+ E 0 = 0.77 V