http://ny.morsom.info, http://ny.vanlig.info eller http://ny.trist.info.

7. mai, 2003

Oppgave 1.

a) Når det lyner kan det dannes nitrogenoksider, bl.a. NO og NO₂, fra luftens nitrogen og oksygen.
– Skriv balanserte reaksjonsligninger for dannelse av de to oksidene.
– Kombiner de to reaksjonsligningene til en balansert ligning hvor NO omdannes til NO₂
– Likevektskonstantene for de to første reaksjonene er K₁ og K₂, mens den siste er K₃. Uttrykk K₃ ved K₁ og K₂.

Svar: - N2 + O2 --> 2 NO; N2 + 2 O2 --> 2 N2O
- Snu den første: 2 NO --> N2 + O2. Legg sammen høyresidene og venstresidene: 2 NO + O2 --> 2 NO2
- Vi snur den første ligningen, derfor blir K3 = 1/K1 x K2
(Det er også mulig å komme fram til ligingen 2NO --> NO2 + 1/2 N2)

b) Du rister rent vann med fast PbSO₄ til det innstiller seg en likevekt. Noe PbSO₄ blir liggende igjen på bunnen.
– Vis at mengden løst PbSO₄ er uavhengig av hvor mye fast PbSO₄ du har tilsatt.
– Vis at løseligheten av PbSO₄ en mindre hvis du rister PbSO₄ i svovelsyre i stedet for rent vann.
– Vis at løseligheten av PbSO₄ en større hvis du rister PbSO₄ i saltsyre i stedet for rent vann.

Svar: - K = Ksp = [Pb2+][SO42-]/[PbSO4]. Fordi PbSO4 er et fast stoff, er det ikke konsentrasjonen som inngår, men molbrøken av PbSO4 i fast PbSO4. Denne størrelsen er uavhengig av total mengde PbSO4 tilsatt, kun avhengig av renheten.
- Se Ksp. I svovelsyre vil [PbSO4] være høyere, dermed må [Pb2+], dvs. løseligheten, bli lavere.
- I syre vil SO42--ionene reagere til HSO4-. Dermed synker [SO42-] og [Pb2+] kan øke.

Oppgave 2.

a) 2 mol NO spaltes spontant i nitrogengass og oksygengass.
– Hvor mye varme frigjøres?
– Hvor mye stiger temperaturen hvis man tilfører 1 kJ til 1 mol N₂ + 1 mol O₂?
– Hvor mye stiger temperaturen når 2 mol NO spaltes og all varmen blir værende i nitrogen- og oksygengassen som dannes?

Svar: - Regn ut delta H for reaksjonen. q = -deltaH = 2x90 kJ/mol
- 1kJ / (Cp(N2) + Cp(O2)) = 1000J /(29 J/molK + 29 J/molK) = 17,3K
- Multipliser de to første svarene. 180 x 17,3 K = 3100 K

b) H₂O (l) + SO₃ (g) à H₂SO₄ (l)
– Beregn likevektskonstanten for reaksjonen ved 25 ºC?
– Beregn likevektskonstanten for reaksjonen ved 100 ºC?
– Undersøk om det finnes en temperatur hvor det er likevekt hvis P(SO₃) =1 atm og begge væskene er rene.

Svar: - Kan finnes fra delta G^o som tas direkte fra SI (Produkt - reaktant). - 690 - (-371 - 237) = -82 kJ/mol , delta G^o = - RTlnK, K = 2,4x10¹⁴.
- Delta G^o må først finnes fra delta H^o - T delta S^o .
 deltaH ^o = -815 - (-396 -286) = 132 Så finnes K ved 373 K. delta S^o = 157 - 257 - 70 = -170 J/Kmol. delta G^o = H^o - T delta S^o = 373 kJ/mol - 323K x (-170 kJ/mol) =
K = 4 x 10^-9.
- I dette tilfellet er K = Q = 1, dvs, deltaG^o = 0 = deltaH^o - TdeltaS^o --> T = deltaH^o/deltaS^o = (132.000 J/Kmol) / (170 J/Kmol) = 777 K.

Oppgave 3.

a) – Finn halvreaksjonene for følgende metaller når de går i oppløsning: Ba, Al og Ag.

– Hvilket av metallene er edlest, og hvilket er minst edelt?
– Kombinér halvreaksjonene for det edleste og det minst edle og finn totalreaksjonen.
– Finn E^o og K for totalreaksjonen.

Svar: - Ba --> Ba2+ + 2e-; Al --> Al3+ + 3e-; Ag --> Ag+ + e-;
- Ag er edlest, Ba er uedlest. Utgangspunktet er E^o.
- 2 Ag+ + Ba --> Ba2+ + 2 Ag. E^o = 0,80V - (-2,91V) = 3,71V. log K = - (-98,2) + 2x (13,51) = 125.2

b) Ta utgangspunkt i følgende celle: Ag | Ag⁺ || H⁺ | H₂ | Pt
– Tegn opp cellen slik at den kan lede strøm.
– Forklar hvordan, og i hvilken retning, strømmen beveger seg i de ulike deler av cellen.
– Vis at E vil endre seg med pH.

Svar: - Pass på saltbro og at Pt er inertelektode.
- Sølvelektroden (katode) er positiv (Ag+ omdannes til Ag, hvilket forbrke elektroner). Elektroner strømmer derfor fra platinaelektroden, på grunn av elektrostatisk tiltrekning og frastøtning. Elektronene beveger seg i alt som er metallisk. I vannløsningen beveger strlmmen seg som ioner, for å utjevne potensialforskjellene i væsken og danne en sluttet krets.
- Totalreaksjon er: Ag+ + 1/2H2 (g) --> H+ + Ag.  --> Q = [H+]/([Ag+] x P_H2^1/2) --> pH endrer seg --> [H+] endres --> Q endres --> E endres etter Nernst ligning.

Oppgave 4.

a) Følgende data ble målt for reaksjonen A + B + C à D (Enheter er ikke gitt, de må du finne ut selv. Stoffmengdene er gitt i mol.)

– Finn hastighetsloven for reaksjonen.
– Finn k for reaksjonen (pass på enhet!)
– Da reaksjonen hadde løpt en tid, viste det seg at reaksjonshastigheten var langsommere enn forventet, selv om målingene var meget nøyaktige, og selv om modellen stemte meget nøyaktig den første tiden. Gi en sannsynlig forklaring.

Svar: - r = k [A]² [C]
- k = r/([A]²[C]) = 1 • 10^-7 /(0,010)² • 0,1 = 1 • 10^-2  L²/mol²s
- Tilbakereaksjon

b) Ta utgangspunkt i reaksjonen A + 2B + C à D + C. Reaksjonen er 1. orden med hensyn på alle tre stoffene på reaktantsiden, både A, B og C. Reaksjonshastigheten ved 25 ºC ble målt til 1• 10^-7 mol/Ls når [A] = 0,10 mol/L, [B] = 1,0 • 10^-4 mol/L og [C] = 1,0 • 10^-5 mol/L.
– Hvilken rolle har C i denne reaksjonen?
– Skisser energiprofiler for denne reaksjonen, og angi aktiveringsenergien.
– Hva blir hastigheten ved 50 ºC hvis aktiveringsenergien er 40 kJ/mol?

Svar: - Katalysator.
- Profilen må ha to topper, for det må være en mellomreaksjon når det er en katalysator.
- Du har hastigheten (eller k) ved 25^oC, og kan derfor bruke formelen: ln k1/k2 = ln r1/r2 = -(Ea/R) (1/298 - 1/323) = -(40.000J/mol)/(8,31 J/Kmol) (1/298K - 1/323K) = 4813K x 2.597 • 10^-4 K^-1 = -1,25. r1/r2 = 0,28. kr = (1 • 10^-7 mol/Ls) /0,28  = 3,51 • 10^-7  mol/Ls.

Oppgave 5.

Luftoksidasjon av jern kan modelleres med følgende celle: Fe | Fe²⁺ || OH^- | O₂ | Pt

a) – Tegn opp cellen slik at den kan levere strøm.
– Angi halvreaksjonene, anode og katode, samt fortegn på elektrodene.
– Angi med ord hva som dannes og hva som forbrukes i totalreaksjonen.
– Forklar hvor, hvordan og hvorfor strømmen transporteres gjennom cellen.

Svar: - Anode (negativ): Fe --> Fe²⁺ + 2 e^-. E^o = 0,44 V. Katode (positiv): O₂ + 2 H₂O + 4 e^- --> 4 OH^-. E^o = 0,40 V (1,23 V hvis du velger den andre)
- I totalreaksjonen forbrukes oksygen og jern metall, mens det dannes jernioner og pH øker.
- I ledningen transporters elektroner, fra anoden til katoden. Strømmen ledes av elektrostatisk potensial. I løsningen transporteres ladningen som ioner, positive ioner mot katoden, negative ioner mot anoden, ellers vil ikke det vært en sluttet krets. Også her er det spenningsforskjellen som skaper strømmen, ladningen i løsningen er motsatt av ladningen på elektroden. Det er akkurat denne spenningsforskjellen som bli skapt av halvreaksjonene og som gjør at man får en galvanisk celle og et batteri som kan levere strøm.

b) – Regn ut cellespenning hvis pH = 5 i venstre kammer og pH = 8 i høyre kammer, og alle andre stoffer er i standardtilstand.
– Beregn E for samme situasjon hvis temperaturen er 0 ºC.
– Hva skal til for å få reaksjonen til å gå andre veien?

Svar: - E = E^o - 0,0592/n log Q = 0,84V - 0,0592/4 log(10^-6)⁴ = 1,20V
- E^o må regnes ut fra deltaG^o.
- Det må påsettes en spenning som er motsatt av cellespenningen, pluss overspenning. (ca. 2,20V totalt)

Oppgave 6.

Denne oppgaven omhandler en praktisk situasjon som kan beskrives med cellen i forrige oppgave.

a) En stålbjelke ligger i en lukket tank med 1000L vann. Vannet er mettet med oksygen fra luften, temperaturen er 20 ºC.
– Hvor mye oksygen er det løst opp i vannet?
– Hvor mye jern er løst opp når alt oksygenet er brukt opp til å korrodere jernet?
– Hvor mange Ah (amperetimer) strøm kan denne korrosjonen produsere?

Svar: - Løseligheten for oksygen i vann er 0,0434 g/L ved 25 ^oC pog 1 atm oksygentrykk. Atmosfæren oksygentrykk er 0,21 atm (21% av 1 atm). Løseligheten er dermed 0,009114 g/L.
I 1000L vann blir det dermed løst opp 9,1 g O2 ved de angitt betingelsene.
- Total reaksjon er O2 + 4H+ + 2 Fe --> 2 Fe2+ + 2 H2O. Dvs. 1 mol O2 --> 2 mol Fe borte. Antall mol O2 = 9,1g/32 g/mol = 0,28 mol. Antall mol jern forbrukt = 0,28 x 2 = 0,57 mol. Antall gram jern rustet bort er : 0,57 mol x 55,9 g/mol = 31,9 g
- Antall mol elektroner = 4 x 0,28 mol = 1,14 mol. Ladning = 1,14 x 96.500 C = 110.000C. Antall amperetimer = 110.000As / 3600 s/h = 30 Ah

b) Den hastighetsbegrensende faktor i en korrosjon er ofte hvor fort katodereaksjonen skjer.
– Forklar hvorfor korrosjonshastigheten ved vanlig luftkorrosjon ofte er bestemt av en diffusjonshastighet.
– En vanlig teknikk for korrosjonsbeskyttelse er å male (overflatebehandle) det edleste metallet. Forklar hvordan dette kan hjelpe.
– Alternativt kunne man malt det uedle metallet, men det oppstår et problem hvis det blir en liten skade i malingen. Hvorfor er dette et stort problem hvis dette skjer med det uedle metallet, men bare et lite problem hvis det skjer med det edle metallet?

Svar: - Det er tilgangen på oksygen som bestemmer korrosjonshastigheten, og denne tilgangen vil i stor grad begrenses av hvor fort oksygen diffunderer fram til katoden.
- Katoden skjer normalt på det edleste metallet, og maling av dette stopper katodereaksjonen.
- En liten skade i malingen på anoden vil gjøre at man får en veldig liten anode. I og med at katoden er like stor som før, betyr det at det blir veldig mye korrosjon på akkurat det punktet.

Oppgave 7.

Ta utgangspunkt i Poubaixdiagrammene som er vedlagt oppgavene.

a) Aluminium kan brukes i vann, men korroderer fort i syre eller base.
– Forklar hvordan du ville ha regnet ut pH-grensene for når du kan bruke aluminium. Sett opp de likevektsligningene du trenger. Angi hvilke likevektskonstanter du må kjenne, og sett opp uttrykkene for disse likevektskonstantene. Utfør så beregningen av en av de to grensene, og sammenlign svaret med Pourbaixdiagrammet..

Svar: - Aluminium er så uedelt at det kan korrodere ved alle pH-verdier. På grunn av dannelse av en passivfilm, kan vi dog bruke det i nær nøytrale løsninger. Poenget er da å finne ut når passivfilmen løses opp. De to ligningene man må ta utgangspunkt i er Al(OH)3 --> Al3+ + 3OH- og Al(OH)3 + OH- --> Al(OH)4/-.

b) – Forklar hvorfor den nederste linjen i Pourbaixdiagrammet for Zn, dvs. den som skiller mellom immunitet på den ene siden og aktiv/passiv på den andre siden, ikke er en rett linje.
– Forklar hvorfor man i oppgave 5 kunne ha brukt Fe i stedet for Pt i det høyre cellekammeret.

Svar: - Linjen er rett hvis den ikke påvirket av pH. F. eks. Zn --> Zn2+ + 2 e-. Ved høye pH vil imidlertid Zn enten felles om Zn(OH)2 eller løses som komplekset Zn(OH)4/2-. Halvreaksjonen blir da: Zn + 4 OH- --> Zn(OH)4/2- +2e-, og den er pH-avhengig.
- Fordi Fe er passivt der katodereaksjonen for luftoksidasjon skjer (Høy spenning, og gradvis økende pH)

Oppgave 8.

a) – Beregn verdien av likevektskonstanten mellom ammoniakkgas og ammoniakk løst i vann ved 50 ºC ut fra verdier i tabell 5 (Obs. "Ammonia" står som et eget "grunnstoff".)
– Ved et gitt tilfelle er konsentrasjonen av NH₃ akkurat 1 mol/L både i gass og løsning. Hva er verdien av Q i dette tilfellet?
– Ved hvilken temperatur er det likevekt ved disse konsentrasjonene. Er temperaturen mulig å oppnå?

Svar: - deltaH^o = -80 -(-46) = 34 kJ/mol; deltaS^o = 111 -193 = -82 J/molK; ln K = deltaH^o - TdeltaS^o/RT --> K = 16
- Q = P (NH3)/[NH3]. Du må regne om til trykk for å finne Q!
- T = deltaH^o/(delta S^o-RlnQ) (Merk, Q er temperaturavhengig. En nøyaktig løsning er derfor tidkrevende, men det forventes ikke.) Temperaturen er mulig å oppnår hvis den ligger mellom vannets fryse og kokepunkt.  (Den som regnet Q=1, ville fått T = 415)

b) – Hvordan vil du regne ut frysepunktet for vann hvor det er løst 1 mol/L NH₃? (Anta at 1 L løsning veier 1000g.)
– Bronse er en legering av kobber med ca. 10% tinn, og den er mange ganger sterkere enn rent kobber. Forklar hvorfor bronsens smeltepunkt er lavere enn smeltepunktet for rent kobber.

Svar: - Reaksjonsligingen er H2O(s) <-> H2O(l). Q = X_H2O(l)/X_H2O(s). X_H2O(s) er 1.  X_H2O(l) = n_H2O/(n_H2O+ n_NH3) = 54,7/55,7 = 0,98. Ved smeltepunktet er reaksjonsligningen i likevekt, dvs. delta G = 0. ==> deltaH^o - TdeltaS^o+ RTln Q --> T = deltaH ^o/(deltaS^o - RlnQ)
- Situasjonen er den samme som ovenfor, men her er X_Cu(l) = 0,9. X_Cu(s) > 0,9 (hvor stor den er, er usikkert, men generelt er X_Me(s) > X_Me(l)). Dermed blir Q<1 ==>  lnQ < 0. Så lenge både deltaH ^o og deltaS^o er positive (for alle smelteprosesser), betyr det at smeltepunktet må være lavere for bronse enn for rent kobber.

Oppgave 9. 

a) – Hva er elektronegativitet?
– Hvordan og hvorfor kan elektronegativiteten fortelle om et grunnstoff er et metall eller et ikkemetall?
– Hvordan kan man se ut fra elektronegativiteten hva slags bindinger en forbindelse har?

Svar: - Elektronegativitet er evnen et atom har til å trekke å felles elektroner i en binding.
- Et grunnstoff med lav elektronegativitet er et metall. Grunnen er at disse atomene har liten "vilje" til å holde elektronene inntil seg. Derfor blir de spredd mellom alle atomene som en elektrosky.
- Lav elektronegativitet: Metallbinding. Høy elektronegativitet: Kovalent binding. Stor forskjell på elektronegativiteten for to grunnstoffer: Ionebinding.

b) – Hva slags bindinger har man innen og mellom molekylene i O₂?
– Hvorfor en N₂ en gass, mens B er et hardt stoff?
– Hvordan kan man ofte se ut fra molekylenes struktur hvorvidt to væsker er blandbare?

Svar: - Kovalent og van den Waals (dispersjonsbindinger, Londonkrefter, indusert dipol)
- N2 består av molekyler med svake bindinger mellom. B er en kovalent krystall hvor alle bindinger er kovalente.
- Strukturen forteller om molekylene er polare eller upolare. Polart løser polart mens upolart løser upolart.

Oppgave 10.

a) Tegn opp følgende molekyler:
– 2-metyl, 3,4-dietyl heksan.
– 1,3 butadien.
– Et bensenmolekyl med en syregruppe og en amingruppe.
– En ester laget av eddiksyre og etanol.
– Et molekyl som både er et keton og et aldehyd.

Svar:
- CH3-C(-CH3)H-C(CH2CH3)H-C(CH2CH3)H-CH2-CH3
- CH2=CH-CH-CH2
- H2N-(C6H4)-C(=O)-OH
- CH3C(=O)-O-CH2-CH3
- Dette er det enkleste: CH3-C(=O)-CH2-CH=O

b) – Tegn opp struktur for polyeten, polypropen, og en kopolymer av eten og propen.
– Tegn opp strukturene for polyvinylklorid (PVC) og polytetrafluoroeten (Teflon).
– Alle plaststoffene i denne oppgaven er termoplaster. Hva sier det om deres egenskaper og deres struktur?

Svar: - -[CH2-CH2]_n- , -[CH(CH3)-CH2]_n- , Eks.: -CH2-CH2-CH(CH3)-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH(CH3)-CH2- ....
- -[CHCl-CH2]_n-, -[CF2-CF2]_n-
- Det er ikke kryssbindinger mellom kjedene, og plasten kan smeltes og formes ved oppvarming.