KEM A02 HT2012 Allmän- och oorganisk kemi REPETITION
SYROR och BASER A: Kap 11 (F1, F2) GRUNDLÄGGANDE BEGREPP Brönsted syra/bas Lewis syra/bas Syra med konjugerad bas / Bas med konjugerad syra ph, poh, pk a, pk b, pk w SAMBAND ph + poh = pk w pk a + pk b = pk w TYPREAKTIONER Syra/bas jämvikter En- och flerprotoniga syror
TYPISKA JÄMVIKTSSYSTEM 1 Syra i vatten HA + H 2 O A - + H 3 O + K a (pk a ) Typ 1 FB(M) A a=1 0 0 VJ(M) A-x x x Typ 2 FB(M) A a=1 B C VJ(M) A-x B+x C+x K a = [A - ] [H 3 O + ] [HA] OBS! 2:a-grads ekv
TYPISKA JÄMVIKTSSYSTEM 2 Bas i vatten B - + H 2 O HB + OH - K b (pk b ) Typ 1 FB(M) A a=1 0 0 VJ(M) A-x x x Typ 2 FB(M) A a=1 B C VJ(M) A-x B+x C+x K b = [HB] [OH - ] [B - ] OBS! 2:a-grads ekv
Översikt viktiga syror/baser TYPREAKTION ph skalan EXEMPEL Syror deprotoneras HA + H 2 O A - + H 3 O + Svavelsyra, Salpetersyra H 2 SO 4 HNO 3 Saltsyra HCl Perklor/bromsyra HClO 4 HBrO 4 Klor/bromsyra HClO 3 HBrO 3 Hypoklorit/bromitsyra HClO HBrO Klorättiksyra Ättiksyra OBS! CH 2 ClCO 2 H CH 3 CO 2 H (HAc) Baser protoneras B - + H 2 O HB + OH - Ammoniak NH 3 Natriumhyroxid NaOH Magnesiumhydroxid Mg(OH) 2 Kalciumoxid CaO Natriumhydrid NaH* (*H 2 avgår)
Flerprotoniga syror och fördelningsdiagram TYPISKA SYSTEM H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 3 PO 4 FÖRDELNINGSDIAGRAM ATT KUNNA Skissa diagram Avläsa sammansättning Bereda buffert SAMBAND OBS! För syra-system ph = pk a - log [HA]/[A - ] se även Kap 12 ANVÄNDNING Buffert
JÄMVIKT i LÖSNING A: Kap 12 (F4, F6, F8) TYPREAKTIONER och SYSTEM Buffert Stabila ph områden, effekter av spädning och/eller tillsats av bas/syra se även jfr. fördelningsdiagram Titreringar System: (stark syra + stark bas), (svag syra + stark bas), (stark syra + svag bas) För samtliga: skissa titrerkurva, ph vid start, ½ resp 1 eq tillsatt titrator Laboration inkl indikatorer Löslighetssprodukt Löslighet i rent vatten samt efter tillsatser av joner (utsaltning) och /eller komplexbildande ligander
EXEMPEL: stark syra + svag bas HA + B - A - + HB stark syra svag bas svag bas stark syra Notera! Starkt alkalisk analyt konjugerad bas till HA kojugerad syra till B- SVAG BAS med STARK SYRA Neutralisation av basen Bildning av STARK SYRA Förväntat ph vid ekvivalenspunkten: SURT
Syra/Bas indikatorer INDIKATOR: Ett syra/bas par där de två formerna har olika färg! HIn(aq) + H 2 O svag syra K a, Hin = REAKTION: In - (aq) + H 3 O + (aq) stark bas [In - (aq)][h 3 O + (aq)] [HIn(aq)] K a, HIn ATT KUNNA Beskriva kemisk bakgrund Motivera val av indikator med hänsyn till ph vid 1 eq
Löslighetsprodukt EXEMPEL: Upplösning av Bi 2 S 3 (s) Bi 2 S 3 (s) 2 Bi 3+ (aq) + 3 S 2- (aq) K sp K sp = a(bi 3+ (aq)) 2 a(s 2- (aq)) 3 K sp = [Bi 3+ (aq)] 2 [S 2- (aq)] 3 K sp litet för svårlösliga salter; K sp (Bi 2 S 3 (s)) = 1.0E-97 M 4 ATT KUNNA: Beräkna jämviktshalter vid upplösning av salter i rent vatten Beräkna jämviktshalter då någon av produkterna redan finns i lösning (begrepp: utsaltning the common ion effect ) Typiska salter: hydroxider, karbonater, sulfider
Selektiv utfällning som analysredskap PRINCIP Selektiv utfällning vid vid olika ph och/eller tillsats av S 2- Respektive fällning löses upp i syra och analyseras separat EXEMPEL Fe 2+ (aq) Ni 2+ (aq) + OH - Ni 2+ (aq) Ag + (aq) + OH- Ag + (aq) Ag + (aq) Fe(OH) 2(s) Ni(OH) 2 (s) ATT KUNNA Då K sp känt: ange i vilken ordning olika metallsalter faller ut vid OH - /S 2- -tillsats Reaktioner för upplösning av hydroxider, karbonater och sulfider ( + HCl, +HNO 3 )
Komplexbildning se även lab! Ag+ PRINCIP Maskering av metalljon AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K 1 (1) Ag + (aq) + 2 NH 3 (aq) Ag(NH 3 ) 2+ (aq) K 2 (2) Ag+ EXEMPEL 12.12: Hur mycket AgCl(s) löses i 0.1 M NH 3? TOTALREAKTION (1) + (2) AgCl(s) + 2 NH 3 (aq) Ag(NH 3 ) 2+ 2 + Cl - K = K 1 K 2 FB(M) a = 1 0.1 - - VJ a = 1 0.1 2x x x Lösning ges av K = x 2 /(0.1 2x) 2
ELEKTROKEMI A: Kap 13 (F9, 10, 11) GRUNDLÄGGANDE BEGREPP Balansering av redoxreaktioner Anod, Katod, Halvcellsreaktion, Saltbrygga Elektrokemiska spänningsserien Galvanisk cell, Elektrolytisk cell reduktion - katod ORKA oxidation - anod SAMBAND G = - nfe G = - RTlnK E = E 0 nf/(rt) ln Q ln K = n F E /RT Q = aktivitetskvot TYPREAKTIONER Galvaniska celler; speciellt torrcellen, NiCad och Pb-batterier Elektrolys; metallframställning tex Al
Elektrokemiska spänningsserien Reduktionspotentialer E (EMK) bestäms av SKILLNADEN i reduktionspotential mellan halvcellerna! E 0 (reduktionspotential) Cl 2 (g) + 2 e - 2 Cl - (aq) E 0 (Cl 2 /Cl - ) = 1.36 V Bra katod! 2 H + (aq) + 2 e - H 2 (g) E 0 (H + /H 2 ) = 0 V Referenselektrod Na + (aq) + 2 e - Na(s) Bra anod! E 0 (Na + /Na) = -2.71 V FÖR GALVANISK CELL: Positiv EMK då E katod > E anod
Galvanisk cell schematisk representation Daniells cell som exempel ANOD Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) + KATOD E cell (1.10 V) TOTALFÖRLOPP Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) G
Aluminiumproduktion elektrolys av bauxit Al: Utvinns ur bauxit huvudkomponent Al 2 O 3 (s) t m = ca 2000 o C PROCESS: elektrolys i smälta tillsats: CaF 2 (s) eller kryolit (Na 3 AlF 6 ) t m (blandsmälta) = ca 950 o C Al(l) tappas ut KÄLLA: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/ commons/2/24/hall-heroult-kk-2008-12-31.png
Hur mycket ström går det åt? Se även EXEMPEL 13.12 SAMBAND: Laddningsmängd = (antal mol e- ) (laddning/mol e-) Q = n F F = 96 485 Cmol -1 Q = I t I = strömstyrka(a), t = tid (s) FRÅGA: Vilken strömstyrka behövs om man vill producera 1 ton aluminium under ett dygn? 1 ton aluminium = 1 10 3 kg = 1 10 3 10 3 g = 10 6 g M w (Al) = 27 g/mol 10 6 g motsvarar 37 10 3 mol Al Behov e- : 3 37 10 3 = 111 10 3 mol (n) Behov laddning (Q) = 111 10 3 96485 = 1.07 10 10 Tidsrymd: 24 h dvs 24 60 60 s = 86.4 10 3 s Strömstyrka: I = Q / t HÄR: I = 1.07 10 10 / 86.4 103 = 124 ka
Korrosion oönskad oxidation av tex Fe 1.23 E o O 2 /H 2 O H + TAKTIK: Använd offeranod -0.44-0.76 Fe(III)/Fe(II) O 2 /H 2 O OH - Fe(II)/Fe(s) Zn(II)/Zn(s) H 2 O/H 2 dvs tillsätt halvcell som ger strörre drivkraft tex Zn(II)/Zn E o = -0 76 V
Celler i vanligt bruk TABELL 13.2 TORRCELLEN (1.5V) Zn(s) ZnCl 2 (aq), NH 4 Cl(aq) MnO(OH) (s) MnO 2 (s) C(grafit) BLYACCUMULATORN (2.0 V) Pb(s) PbSO 4 (aq) H + (aq), HSO 4- (aq) PbO 2 (s) PbSO 4 (s) Pb(s) NiCd Nicad BATTERI (1.25 V) Cd(s) Cd(OH) 2 (s) KOH(aq) Ni(OH) 3 (s) Ni(OH) 2 (s) Ni(s) ANOD: Redoxpar M/M 2+ ELEKTROLYT KATOD: Fast redoxpar N/N n+
KINETIK REAKTIONSKINETIK: ger information om på vilket sätt och hur snabbt kemiska reaktioner sker mekanism hastighetslag k a A + b B c C + d D 1 [A] 1 [B] 1 [C] 1 [D] v = = = = a t b t c t d t
Bild av reaktionsförloppet KEMA02 E a Övergångstillståndet KINETIK TERMODYNAMIK Påverkar k Påverkar K Schematisk beskrivning: A + B [A... B] produkter
Reaktionstyper [KEMA02] k A P k 2 A P Monomolekylär reaktion v = k [A] [A] = [A] 0 exp(-kt) t 1/2 = ln2/k Bimolekylär reaktion v = k [A] 2 1/[A] t = 1/[A] 0 + k t t 1/2,1 = 1/k[A] 0
Temperaturberoende Arrheniusekvationen Alla kemiska reaktioner påverkas av temperaturen Tumregel: 10 o C ökning av temperatur från 25 o C fördubbling av hastigheten OLIKA MODELLER för att beskriva temperaturberoendet: Modell 1: Arrhenius-ekvationen: Svante Arrhenius 1859 1927 1896: förutspår CO 2 som växthusgas k = A exp (-E a /RT) ln k = ln A E a /RT A = preexponentiell faktor E a = aktiveringsenergin
KÄRNKEMI A: Kap 16 (F14) ATT NOTERA Många grundämnen finns som flera isotoper En del är radioaktiva kärnor med varierande sönderfallshastighet EXEMPEL PÅ VANLIGA LAB-ISOTOPER 32 15 P S 35 14 C 16 6
Radioaktivt sönderfall En monomolekylär process 14 C 14 N + 0 6 7-1 e + v e V e = antineutrino N = N o exp(-kt) 1:a ordningens sönderfall t ½ = ln2 k
LYCKA TILL! GLÖM INTE Namn och formler att kunna FORMELBLADET ni får ut detta tillsammans med tentamen