Konc. i början 0.1M 0 0. Ändring -x +x +x. Konc. i jämvikt 0,10-x +x +x

Relevanta dokument
Skriv reaktionsformler som beskriver vad som bör hända för följande blandningar: lösning blandas med 50 ml 0,05 H 3 PO 4 lösning.

Lösning till dugga för Grundläggande kemi Duggauppgifter enligt lottning; nr X, Y och Z.

1. a) Förklara, genom användning av något lämpligt kemiskt argument, varför H 2 SeO 4 är en starkare syra än H 2 SeO 3.

Grundläggande kemi I 10 hp

Tentamen i Allmän kemi 7,5 hp 5 november 2014 ( poäng)

Kapitel Kapitel 12. Repetition inför delförhör 2. Kemisk kinetik. 2BrNO 2NO + Br 2

KEMA00. Magnus Ullner. Föreläsningsanteckningar och säkerhetskompendium kan laddas ner från

Kapitel Repetition inför delförhör 2

aa + bb cc + dd gäller Q = a c d

Kapitel 14. Syror och baser

Hjälpmedel: räknare, formelsamling, periodiska system. Spänningsserien: K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au. Kemi A

KEMA02 Oorganisk kemi grundkurs F3

Kapitel 14. HA HA K a HO A H A. Syror och baser. Arrhenius: Syror producerar H 3 O + -joner i lösningar, baser producerar OH -joner.

KEMI 5. KURSBEDÖMNING: Kursprov: 8 uppgifter varav eleven löser max. 7 Tre av åtta uppgifter är från SE max. poäng: 42 gräns för godkänd: 12

Tentamen för KEMA02 lördag 14 april 2012, 08-13

REPETITIONSKURS I KEMI LÖSNINGAR TILL ÖVNINGSUPPGIFTER

Allmän Kemi 2 (NKEA04 m.fl.)

Lösning. ph = -lg 3,99*10-3 = 2,4

Kemisk bindning I, Chemical bonds A&J kap. 2

Kapitel 12. Kemisk kinetik

Avsnitt 12.1 Reaktionshastigheter Kemisk kinetik Kapitel 12 Kapitel 12 Avsnitt 12.1 Innehåll Reaktionshastigheter Reaktionshastighet = Rate

Kap. 8. Bindning: Generella begrepp, fortsättning

Kap. 8. Bindning: Generella begrepp

Syror och baser. H 2 O + HCl H 3 O + + Cl H + Vatten är en amfolyt + OH NH 3 + H 2 O NH 4. Kemiföreläsning

SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap

Repetitionsuppgifter. gymnasiekemi

Jonföreningar och jonbindningar del 1. Niklas Dahrén

Syror, baser och ph-värde. Niklas Dahrén

Tentamen i Kemi för miljö- och hälsoskyddsområdet: Allmän kemi och jämviktslära

Allmän kemi. Läromålen. Viktigt i kap 17. Kap 17 Termodynamik. Studenten skall efter att ha genomfört delkurs 1 kunna:

Kapitel 17. Spontanitet, Entropi, och Fri Energi. Spontanitet Entropi Fri energi Jämvikt

Kapitel 17. Spontanitet, Entropi, och Fri Energi

SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap

Jonföreningar och jonbindningar del 1. Niklas Dahrén

Introduktion till kemisk bindning. Niklas Dahrén

Tentamen i Allmän kemi NKEA02, 9KE211, 9KE , kl

Joner Syror och baser 2 Salter. Kemi direkt sid

1 Tror du reaktionen nedan är momentan eller ej? Motivera. 1p S 2 O H + S(s) + SO 2 (g) + H 2 O(l)

KEMA02 Föreläsningsant. F1 February 17, 2011

Kemisk bindning. Mål med avsnittet. Jonbindning

Tentamen i KEMI del A för basåret GU (NBAK10) kl Institutionen för kemi, Göteborgs universitet

Oxidationstal. Niklas Dahrén

Lösningar till tentamen i Kemisk termodynamik

Kemiska reaktioner: Olika reaktionstyper och reaktionsmekanismer. Niklas Dahrén

Tentamen i Kemisk Termodynamik kl 14-19

Periodiska systemet. Namn:

Kemi. Fysik, läran om krafterna, energi, väderfenomen, hur alstras elektrisk ström mm.

KEMA02 Oorganisk kemi grundkurs F4

5.1 Den korresponderande basen till en syra är den partikel du får då en proton har avgivits. a) Br - b) HCO 3. c) H 2 PO 4.

Tentamen i KEMI del B för Basåret GU (NBAK10) kl Institutionen för kemi, Göteborgs universitet

.Kemiska föreningar. Kap. 3.

Föreläsning 5. Molekylers rymdgeometri, Dipolmoment, VSEPR-teori och hybridisering

Kapitel 4. Reaktioner i vattenlösningar

Kovalenta bindningar, elektronegativitet och elektronformler. Niklas Dahrén

Repetition F10. Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00

Energiuppgifter. 2. Har reaktanterna (de reagerande ämnena) eller reaktionsprodukterna störst entalpi vid en exoterm reaktion? O (s) H 2.

Kemi och energi. Exoterma och endoterma reaktioner

Analysera gifter, droger och andra ämnen med enkla metoder. Niklas Dahrén

Kinetik, Föreläsning 2. Patrik Lundström

Dipoler och dipol-dipolbindningar Del 2. Niklas Dahrén

KEMA02 Föreläsningsant. F2 February 18, 2011

Titrering av en stark syra med en stark bas

Diplomingenjörs - och arkitektutbildningens gemensamma antagning 2017 Urvalsprov i DI-kemi 31.5.

ATOMENS BYGGNAD. En atom består av : Kärna ( hela massan finns i kärnan) Positiva Protoner Neutrala Neutroner. Runt om Negativa Elektroner

TENTAMEN I KEMI TFKE16 (4 p)

Repetition F6. Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00

Lösningar till tentamen i Kemisk termodynamik

F1 F d un t amen l a s KEMA00

UTTAGNING TILL KEMIOLYMPIADEN 2012, OMGÅNG 2

Här växer människor och kunskap

Föreläsning 3. Jonbindning, salter och oorganisk-kemisk nomenklatur

Valenselektroner = elektronerna i yttersta skalet visas nedan för några element ur grupperna

Kemisk reaktionskinetik. (Kap ej i kurs.)

Kinetik, Föreläsning 1. Patrik Lundström

Tentamen i Kemisk Termodynamik kl 13-18

Rättningstiden är i normalfall 15 arbetsdagar, annars är det detta datum som gäller:

Prov i kemi kurs A. Atomens byggnad och periodiska systemet 2(7) Namn:... Hjälpmedel: räknedosa + tabellsamling

Kapitel 15. Syra-basjämvikter

Den elektrokemiska spänningsserien. Niklas Dahrén

KEMI 1 MÄNNISKANS KEMI OCH KEMIN I LIVSMILJÖ

Spänningsserien och galvaniska element. Niklas Dahrén

Kapitel 8 och 9. Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler. Krafter som håller grupper av atomer samman och får dem att fungera som en enhet.

Energi, katalys och biosyntes (Alberts kap. 3)

Tentamensskrivning i FYSIKALISK KEMI Bt (Kurskod: KFK 162) den 19/ kl

JÄMVIKT i LÖSNING A: Kap 12 Föreläsning 3(3)

Föreläsning 4. Koncentrationer, reaktionsformler, ämnens aggregationstillstånd och intermolekylära bindningar.

JÄMVIKT i LÖSNING A: Kap 12 Föreläsning 2(2)

Intermolekylära krafter

Elektrokemi. KEMA02 VT2012, Kemiska Institutionen LU /KEBergquist F9

Göran Stenman. Syror och Baser. Göran Stenman, Ursviksskolan 6-9, Ursviken

Repetition F8. Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00

Tentamen i allmän och biofysikalisk kemi

Korrosion laboration 1KB201 Grundläggande Materialkemi

Repetition F12. Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00

Repetition kemi och instuderings/övningsfrågor

Kemisk jämvikt. Kap 3

TENTAMEN I KEMI TFKE

Skrivning i termodynamik och jämvikt, KOO081, KOO041,

NKEA02, 9KE211, 9KE311, 9KE , kl Ansvariga lärare: Helena Herbertsson , Lars Ojamäe

Kemisk jämvikt. Kap 3

Transkript:

Lösning till tentamen 2013-02-28 för Grundläggande kemi 10 hp Sid 1(5) 1. CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH ( (aq) + OH - (aq) Konc. i början 0.1M 0 0 Ändring -x +x +x Konc. i jämvikt 0,10-x +x +x K b = x 2 /(0,10-x) CH 3 COO - är en svag bas, dvs x<< 0,10 K b = x 2 /(0,10) och x = (K b *0,10) 0,5 Man får Kb från SI Data ; pk a CH 3 COOH= 4,76. pkb = 14- pka = 9,24 Med K b = 5,754*10-10 får man då: x = (5,754*10-10 *0,10) 0,5 = 7,59*10-6 M Test: 7,59*10-6 är verkligen << 0,10 approximationen var ok. poh = -lg 7,59*10-6 = 5,12 ph = 14 poh = 8,88 b) enligt Hendersson Hasselbalch gäller: 5.25 = 4.76 + lg(0.10/[acoh]) lg(0,10m/[acoh]) = 0,49 0,10M/[AcOH] = 3,09 [AcOH] = 0.10 M/3,16 = 0,0324 M Koncentration = mol/l [AcOH] = n(acoh)/0,10 n(acoh) = [AcOH] * 0.10 = 0,00324 mol m(acoh) = M(AcOH) * n(acoh) = 60 g/mol * 0,00324 mol = 194 mg 2. i) Katjonen K + står i grupp 1, är stor och har låg laddning: neutral Anjonen I - är den konjugerade bas till an stark syra (HBr) och reagerar därför neutral. KI reagerar neutralt ii) ii) Katjonen Ba 2+ står i grupp 2, är stor och har låg laddning: neutral

Sid 2(5) Anjonen PO 3-4 är den konjugerade bas till an svag syra (HPO 2-4 ) och reagerar därför basiskt. Ba 3 (PO 4 ) 2 reagerar basiskt iii) Sura oxider är icke-metalloxider, molekylära föreningar exempel: CO 2, SO, SO 2, SO 3, NO, NO 2 CO 2 + H 2 O (l) H 2 CO 3(aq) - H 2 CO 3(aq) + H 2 O HCO 3 (aq) + H 3 O + iv) Basiska oxider är metalloxider, joniska föreningar exempel: CaO, BaO, Li 2 O, Na 2 O Na 2 O + H 2 O (l) 2 Na + (aq) + 2 OH - (aq) b) i) HI är en starkare syra än HBr pga att I är mycket större än Br och bindningen mellan H och I är därför svagare än bindningen mellan Br och H. ii) Båda är så kallade oxosyror. HIO 3 har en elektrondragande O grupp mer än HIO2 och är därför den starkare syra. Också, I:s oxidationstillstånd i HIO 3 är +V, men bara +III i HIO 2. 3. vätgaselektroden är anod och Cu 2+ /Cu(s) är katod. Pt (s) H 2 (g, 1.0 bar H + (aq, ph=2,5) Cu 2+ (aq, 1,0M) Cu (s) b) Anod: H 2 (g) 2 H + (aq) + 2 e- Katod: Cu 2+ (aq) + 2 e- Cu (s) Totalt: H 2 (g) + Cu 2+ (aq) 2 H + (aq) + Cu (s) E 0 cell = E 0 katod - E 0 anod = 0,34V - (0 V) = 0,34 V (Tabell 21) b) Nernst ekvation: Q = [H + ] 2 /[Cu 2+ ] = [H + ] 2 [H + ] = 10-2,5 = 3,162 10-3 M E cell = 0,488 V 4. i) Reaktionshastigheten kan skrivas R= k[a] m [B] n Inspektera data och undersök hur initialhastigheten varierar då koncentrationen hos var och en av reaktanterna ändras. För att bestämma exponenterna jämförs experiment där koncentrationen för det aktuella ämnet ändras medan övriga ämnens koncentrationer är konstanta. Reaktionsordning m.a.p. B: Jämför försök 1 och 2, då [B] fördubblas blir R dubbelt så stor ger n=1. Reaktionen är av första ordningen m.a.p. B. Reaktionsordning m.a.p. A: Jämför försök 2 och 3. Då [A] fördubblas ökar R fyra gånger vilket ger m=2. Reaktionen är av andra ordningen m.a.p. A. Hastighetsuttrycket R= k[a] 2 [B]. Reaktionen är av tredje ordningen.

ii) Hastighetskonstanten beräknas ur något av försöken k = R/([A] 2 [B]) = 4,0. 10-3 / (0,100 2 0,100) k = 4,0 M -2 s -1. Sid 3(5) b) Halten av 14 C, [ 14 C ] 0, antas vara konstant i levande material. Den minskar med en första ordningens reaktion sedan tillväxten upphört. Formelsamlingen ekv 47a och b ger ln [ 14 C ] = -kt + ln [ 14 C ] 0 => ln 0,837[ 14 C ] 0 = -((ln 2)/5730)t + ln [ 14 C ] 0 => ln 0,837+ ln [ 14 C ] 0 - ln [ 14 C ] 0 = -((ln 2)/5730)t => t = (ln 0,837) / -((ln 2)/5730) = 1471 år = = 1,47 10 2 år 5. Skillnaden i elektronegativitet (Δ) avgör typ av bindning: stor skillnad = jonbindning, liten skillnad = kovalent bindning. Här ökar jonbindningsinslag från HCl (Δ = 0,96) < AgCl (Δ = 1,23) < NaCl (Δ = 2,23) < CsF (Δ = 3,19). b) När Z ökar i en period så ökar också joniseringsenergin (SI, Table 14), dvs, det blir svårare att jonisera atomerna när Z ökar i en period. Detta därför elektronerna är tättare bundna till kärnan när Z ökar i en period, dvs, atomstorleken minskar när Z ökar i en period. c) Grundtillståndet är tillståndet med den lägsta energin (övriga tillstånd kallas exciterade). Grundtillståndskonfigurationer: 7N: 1s 2 2s 2 2p 3 8O: 1s 2 2s 2 2p 4 6. AlPO 4 (s) > Al 3+ (aq) + PO 4 3- (aq) Värden ur SI-Data tabell 5. ΔHº =ΔHº f Al 3+ (aq) + ΔHº f PO 4 3- (aq) - ΔHº f AlPO 4 (s) = = -538 + (-1277) - (-1734) = -81 kj mol -1 ΔSº = Sº f Al 3+ (aq) + Sº f PO 4 3- (aq) - Sº f AlPO 4 (s) = = (-325) +( -220) 91= -636 J mol -1 K -1 b) Antag att ΔHº och ΔSº för reaktionen inte beror på temperaturen. ΔGº = ΔHº - T ΔSº = -81 10 3 298,2 (-636) = 2,707 10 5 J mol -1 ΔGº = - RT lnk K = e - ( ΔGº/RT) = 3,8 10-48 c) Med samma antagande om ΔHº och ΔSº som ovan ser vi att då T ökar kommer värdet på ΔGº att öka och K att minska. Ju midre K ju lägre löslighet => lösligheten minskar när T ökar.

7. N 3 : antalet elektroner för att uppfylla oktettregeln O = 3x8 = 24 elektroner antalet valenselektroner V= 3x5 +1 = 16 valenselektroner (3 N-atomer och en extra elektron) antalet delade elektroner B = O V = 24 16 = 8 delade elektroner, dvs, 4 bindningar. Man kan rita Lewisstrukturen nu (man vet att molekylen inte är en ring): Sid 4(5) antalet odelade elektroner L = V B = 16 8 = 8 odelade elektroner, dvs, 4 fria elektronpar. Formella laddningar:kan beräknas med formeln F = V (L + ½ B) eller bara genom att räkna antalet elektroner runt atomen och jämföra med antalet valenselektroner på atomen. N1: F = 5 (4 + ½ 4) = 5 6 = -1 N2: F = 5 (0 + ½ 8) = 5 4 = +1 N3: F = 5 (4 + ½ 4) = 5 6 = -1 Det finns ingen resonans O 3 : antalet elektroner för att uppfylla oktettregeln O = 3x8 = 24 elektroner antalet valenselektroner V= 3x6 = 18 valenselektroner antalet delade elektroner B = O V = 24 18 = 6 delade elektroner, dvs, 3 bindningar. Man kan rita Lewisstrukturen nu (man vet att molekylen inte är en ring): antalet odelade elektroner L = V B = 18 6 = 12 odelade elektroner, dvs, 6 fria elektronpar.

Formella laddningar:kan beräknas med formeln F = V (L + ½ B): O1: F = 6 (4 + ½ 4) = 6 6 = 0 O2: F = 6 (2 + ½ 6) = 6 5= +1 O3: F = 5 (6 + ½ 2) = 6 7 = -1 Sid 5(5) Det finns två resonansstrukturer för molekylen: b) Eftersom ozonmolekylen är vinklad och det samtidigt är negativa laddningar på de terminala syreatomerna och positiv på den centrala syreatomen blir ozon en polär molekyl (experimentellt hittar man att dipolmomentet är 0,54 Debye (jämför med 1,86 Debye för vatten H 2 O)). 8. Värme avges i processen, H< 0. Δn gas > 0 ger S>0. G <0 eftersom reaktionen sker spontant. b) Värme tillförs i processen, H> 0. Reaktion är spontan dvs G<0 (under förutsättning att tillräckligt mycket värmeenergi tillförs så blir ägget kokt). ΔG = ΔH - T ΔS. Då ΔG < 0 måste ΔS>0. Oordningen ökar när proteinerna denatureras. c) I SI Data tabell 5 ges värden på ΔH sub och ΔH fus. Här är det fråga om reaktionen I 2 (s) > I 2 (g) Entalpiändringen= sublimationsentalpin = (massan/m) ΔH sub = (600/253,8) 62 kj =147 kj d) Den kondenserade riskkoden för cyanväte, HCN(l) är 3.1+6,9.03 i SI Chemical Data 6:e upplagan. 3.1 extremt brandfarlig vätska + = mycket, 6 = giftigt ämne 9 miljöfarligt ämne 03 är en kondenserad riskfrasreferens som kan expanderas till risk- och säkerhetsfraser på sidorna 168-185. huvudrisk placeras först, sekundär risk, placeras efter huvudrisken