Svar: Enhver reaksjon bidrar til at universets entropi øker. En reaksjon er spontan hvis summen av entropiøkningen i systemet og den entropiøkningen reaksjonen medfører for omgivelsene er positiv.
Svar: (delta)G° betyr (delta)G ved standard tilstand. (delta)G° kan brukes til å bestemme lkevektskonstanten, (delta)G avgjør hvilken vei reaksjonen går. Sammenhengen er gitt ved (delta)G = (delta)G° + RTlnQ. Merk: Standard tilstand betyr at l›sninger er 1 M etc., Det har ingen ting med temperatur † gj›re.
Beregn (delta)H°, (delta)S°, (delta)G° og likevektskonstanten ved 25 °C.
Svar: (delta)H°, (delta)S° og (delta)G° kan finnes fra data i SI. Likevektskonstanten finnes fra likningen (delta)G° = - RTlnK. Husk at (delta)G° må omregnes til J og at R m† gis i J/(K mol).
Svar: (delta)G° = - RT lnK = (delta)H° - T (delta)S°. Husk at ogs†
(delta)G° er avhengig av temperaturen.
N†r K er kjent kan vi beregne P(H2) fra likningen: K = a(LiH)/(a(Li) x SQRT(a(H2))) = 1/1 x SQRT
(P(H2)), (SQRT = kvadratrot).
Først må man beregne K fra lignigen K = a(LiH)/(a(Li) x SQRT(a(H2))) =
1/(SQRT (P(H2))).
Deretter må man beregne T utfra likningen - RT lnK = (delta)H° - T (delta)S°,
der T er eneste ukjente størrelse.
Det ble ikke lagt noen vekt på kommentaren i evalueringen. Setningen var mer ment som et
hint om å sjekke om svaret man fikk var helt usannsynlig.
Svar. Spenningen blir selvfølgelig lik 0.
Svar: Reaksjonen er en kompleksering:
Cu2+ + 4 NH3 -> Cu(NH3)42+
Cellespenningen regnes lettest ut ved å kombinere ligningene (E° fra
SI):
E° = 0.35 V - (-0.01 V) = 0.36V1) Cu2+ + 2 e- -> Cu(s) E° =
0.35 2) Cu(NH3)42+ + 2 e- -> Cu (s) + 4 NH3 E° =
-0.01
E = E° - 0.059/2 logQ.
Eneste konsentrasjoner som ikke er standard er [Cu(NH3)42+] i den ene cellen og [Cu2+], men begge disse er 0,100 mol/l og oppveier hverandre. Derfor; Q=1 og E = E° = 0.36V.
Svar: Reaksjonen som skjer etter tilsats er 2 Ag+ + Cu (s) -> Cu2+ + 2 Ag(s).
Utfellingen av sølv spiller ingen rolle for Q eller E°", men total Cu2+-konsentrasjon i
dette kammeret blir nå 1,000 mol/L. Vi får dermed en konsentrasjons-celle med [Cu2+]
= 0,100M i det ene kammeret og [Cu2+] = 1,000M i det andre. E = -0.059 log Q = -0.059 log
(0,100) = 0.059 V.
- Du starter på nytt igjen med cellen i oppgave a). Du øker temperaturen i det høyre kammeret til 50°C. Vil dette påvirke cellespenningen?
Svar: Det er flere muligheter å vise at det skjer. Den beste er å si at E = (delta)G/nF = ((delta)H - T (delta)S)/nF. Dvs. E er avhengig av temperaturen.
- Du starter på nytt igjen med cellen i oppgave a). Til det høyre kammeret setter du til en katalysator slik at reaksjonen mellom kobber metall og kobberioner blir to ganger så rask. Vil dette påvirke cellespenningen?
Svar: En katalysator påvirker ingen likevekt, og kan heller ikke påvirke en elektrokjemisk spenning.
- Den ene kobber-elektroden erstattes av en legering av 10 mol% kobber og resten sølv. Vil dette påvirke cellespenningen?
Svar: Standardtilstanden for kobber er rent kobber. Hvis det ikke er rent vil det ikke lenger ha aktiviteten 1, og Q vil forandre verdi. Dermed vil vi få en spenning.
- Du bobler saltsyregass gjennom cellen i oppgave b). Vil det påvirke celle-spenningen?
Svar: NH3 + H+ -> NH4+. NH3-konsentrasjonen vil minske og ammoniakk-komplekset vil spaltes. Har vi overskudd HCl-gass vil ende opp med E=0 som i a).
Pb(s) I Pb2+(aq; 0,00001 M) I I Ni2+ (aq; 1,0 M) I Ni(s)
(I betyr loddrett strek)
Svar: Se Zumdahl for figur. Merk at selv om Pb er edlere enn Ni, så gjør den lave Pb2+-konsentrasjonen sik at strømmen går motsatt vei av forventet. Dermed blir Pb anoden og negativ, og elektronene går fra Pb til Ni.
Svar: Pb er edlest fordi E° er høyere for Pb enn for Ni. Dette gjelder selv om reaksjonen går motsatt i akkurat dette tilfellet. Cellespenning regnes ut fra Nernst ligning: E = E° - RT/nF lnQ
Svar: Fordi bly er edlest vil Ni korodere. Det blir galvanisk kontakt mellom metallene. Dermed vil det mest edle motta elektroner (negativ spenning) fra det minst edle metallet, og dette vil hindre korrosjon av Pb. Ni vil fungere som en offeranode, og vil korrodere raskere enn ellers.
Svar: Mange metaller korroderer ikke fordi de danner et beskyttende oksidlag. Slike oksidlag kan fjernes ved at metallionene danner komplekser med kompleksdannere i løsningen. Slike kompleksdannere finner man i saltvann (Cl-), i myrvann (humus-syrer) og i basiske løsningen (OH- -ioner).
i) Skriv katodereaksjonen i surt miljø.
Svar: O2 + 4 H+ + 4 e- --> 2 H2O
ii) Forklar utfra dette hvorfor f.eks. sølv kan korrodere i surt miljø, men ikke i basisk miljø.
Svar: Q = a(H2O)**4/a(O2) x a(H+)**4. (**4 betyr opphøyd i 4. potens.)
Fordi Q avhenger av aktiviteten av H+, og E = E° - RT/nF lnQ, betyr det at E endres med pH.
Svar: H2O2 -> H2O + 1/2 O2(g)
K = SQRT([O2])[H2O]/[H2O2]. Da reaksjonen skjer i vann (sees fra tabellen) og O2 er en gass
blir K = SQRT(P(O2))/[H2O2].
1. ordens reaksjon: r = - d[H2O2]/dt = k [H2O2]
(Tabellen var tatt fra oppgave 15, side 682 i Zumdahl.)
Svar: Jeg har ikke regnet svaret n›yaktig ut, men halveringstiden er sånn ca. 900 s. Man må bruke den integrerte hastighets-ligningen for † f† n›yaktig svar. Her ble det ikke forventet at man tegnet opp en nøyaktig kurve med ln [ ] vs. t, det ble akseptert at man tok utgangspunkt i et par målinger.
Svar: Her m† man bruke Arrheniusligningen:
- Skriv opp uttrykkene for likevektskonstanten og hastighets-loven for reaksjonen når jodid til stede.
Svar: Dette viser at jodid er en katalysator, og at hastigheten en proporsjonal med katalysatorkonsentrasjonen. Dvs. r(kat) = k(kat) [H2O2][I-]. Likevektskonstanten er den samme.
- Finn hastighetskonstanten.
r(kat) = 1000 r
- k(kat) [H2O2] [I-] = - 1000 k [H2O2]
k(kat) = 1000 k /[I-] = 10000 k
Svar: Se Zumdahl for figur. Med katalysator (iod) vil man få lavere akiveringsenergi, og kurven vil ha en "dump" fordi det må dannes et mellmprodukt hvor katalysatoren er bundet til minst en av komponentene. E er forskjellen mellom start og slutt-energien,og den er uendret av reaksjonsforløpet.
- Hvis man antar at frekvensfaktoren A er den samme med og uten jodid til stede, hva blir Ea med jodid til stede?
Svar: Man må regne ut frekvens-faktoren for den ikke-katalyserte reaksjonen. Dette går lett når man kjenner k og Ea. Nå kjenner man A og k for det kat. rx. og kan finne Ea. NB! Selv om det er forutsatt her: Det er ikke gitt at A er uendret om man bruker katalysator.