Transcript Svar och kommentarer 33

Svar och kommentarer
8.1. Oxidation: avgivande av elektroner. Reduktion: upptagande
av elektroner.
8.2. Oxidationsmedlet tar upp elektroner. Reduktionsmedlet
avger elektroner.
8.3. a) 2 · 1e– från 2K till I2
c) 2 · 3e– från 2Al till 3Pb2+
b) 3 · 2e– från 3Ca till N2
8.4. K, Ca, Al oxideras. I, N, Pb2+ reduceras.
8.5. Oxidationsmedel: I, N, Pb2+. Reduktionsmedel: K, Ca, Al
8.11. Man kan hälla klorvatten (klorgas löst i vatten) i en lösning som innehåller bromidjoner och skaka blandningen.
Då bildas fri brom som löses i vattnet. Lösningen blir rödbrun.
Reaktionsformel: Cl2(aq) + 2Br–(aq) ® 2Cl–(aq) + Br2(aq)
8.12. Fluor är en ljusgul gas, klor en gulgrön gas, brom en
mörkt rödbrun vätska och jod gråsvarta kristaller.
8.13. a) 4Al + 3O2 ® 2Al2O3
b) 2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
c) 4Fe + 3O2 +2H2O ® 4FeOOH
8.14. 2Cr(s) + 3X2+(aq) ® 2Cr3+(aq) + 3X(s)
8.6. Redoxreaktioner
8.7. a) Zinkbiten löses upp och rödbrun koppar faller ut. Lösningens blå färg försvinner.
b) Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)
8.8. Om ett silverbleck sätts ner i en guldsaltlösning löses silver
upp och guld fälls ut. Silver är alltså ett starkare reduktionsmedel än guld.
3Ag(s) + Au3+(aq) ® 3Ag+(aq) + Au(s)
8.9. Koppar, kvicksilver, silver, guld och platina
8.10. Fluor, klor, brom, jod och astat
© Liber AB. Denna sida får kopieras.
8.15. Starkast reduktionsmedel är nr 55, cesium (störst strävan
att avge elektroner).
Starkast oxidationsmedel är nr 9, fluor (störst strävan att ta upp
elektroner).
8.16. T = fluor, Y = klor, X = brom och Z = jod
Oxidationsförmåga enligt formlerna: Y > X, X > Z, T > Y.
Alltså: T > Y > X > Z.
8.17. Al > X > Pb
X är ett starkare reduktionsmedel än bly eftersom X fäller ut
bly. Aluminium är starkare reduktionsmedel än X eftersom X
inte fäller ut aluminium.
8.18. c, dvs. genom både positiva och negativa joners vandring
genom elektrolytlösningen.
33
Svar och kommentarer
10.13. a) Alkoholerna har mycket högre kokpunkter än motsvarande alkaner (dvs. alkaner med samma antal kolatomer)
b) Svaga van der Waalsbindningar mellan alkanernas molekyler
och starka vätebindningar mellan alkoholmolekylerna.
10.1. Vattnets fryspunkt.
10.2. Vattenångans kondensation.
10.3. Natriumkloridens kokpunkt.
10.4. Genom molekylernas stötar mot väggarna.
10.5. Molekylhastigheten ökar. Därmed ökar molekylernas
rörelseenergi och ”kraften” i deras stötar mot väggarna.
10.6. Den process då ett ämne utan att koka går över från flytande form till gasform eller från fast form till gasform (sublimering).
10.14. b. Alla molekylerna har samma genomsnittliga rörelseenergi. Eftersom vätemolekylerna har minst massa, har de högst
hastighet.
10.15. d
10.16. a och f. I båda fallen är väte bundet till ett starkt elektronegativt grundämne, F resp. N.
10.17. a
10.7. I2(s) ® I2(g)
10.18. a och b. O2(s) och CH4(s) består av opolära molekyler.
10.8. De uranfluoridmolekyler som innehåller den lätta isotopen
235
U har något högre hastighet och diffunderar därför något
snabbare genom väggen än molekylerna med den tyngre isotopen 238U. För att något så när fullständigt skilja de båda uranisotoperna åt behövs ett mycket stort antal dylika diffusionssteg.
10.19. c och e är felaktiga påståenden. I fast väte verkar van der
Waalskrafter mellan molekylerna och i etanol är det vätebindningar.
10.20. e
10.9. a) Den kinetiska energin minskar.
b) Rörelseenergin räcker inte längre till för att frigöra molekylerna från varandra. Molekylernas rörelseförmåga blir starkt
begränsad. Gasen kondenseras till vätska.
c) Rörelseförmågan för molekylerna begränsas så starkt att de
endast kan vibrera kring sina jämviktslägen i kristallen.
10.10. Vätskans temperatur sjunker under avdunstningen (om
inte värme tillförs). Det är molekyler med den högsta kinetiska
energin (dvs. den största hastigheten) som går över till gasfasen.
Medelenergin (medelhastigheten) hos kvarvarande molekyler i
vätskan minskar då, vilket betyder att temperaturen sjunker.
10.11. a) van der Waalskrafter
c) dipol-dipolbindning
b) vätebindning
d) van der Waalskrafter
10.12. a) Bindningskrafterna är av samma art och styrka. De är
svaga och utgörs av van det Waalskrafter eller svaga dipoldipolbindningar (hos CO).
b) Divätesulfidmolekylen är en dipol. Mellan molekylerna verkar relativt starka dipol-dipolkrafter.
c) Mellan H2O-molekylerna verkar starka vätebindningar.
10.21. 1 mol Fe3O4 Û 4 mol CO
n(Fe3O4) = m/M = 23,1 · 103 g/231,4 g · mol–1 = 99,83 mol
n(CO) = 4 · 99,83 mol = 399,3 mol
V(CO) = n · Vm = 399,3 mol · 24,8 dm3/mol = 9 903 dm3 » 9,90 m3
10.22. p = k · 1 / V ger
100 kPa = k · 1 / 3,0 dm3 Þ k = 100 kPa · 3,0 dm 3
och
p = k · 1 / 2,0 dm3 = 100 kPa · 3,0 dm3 · 1 / 2,0 dm3 =
= 100 kPa · 1,5 = 150 kPa
10.23. Svaga attraktionskrafter som verkar mellan i huvudsak
opolära molekyler när dessa befinner sig på kort avstånd från
varandra. Attraktionen beror på att elektronerna tillfälligtvis är
osymmetriskt placerade i molekylen.
10.24. a) Ren kovalent bindning mellan atomerna i molekylerna.
Van der Waalsbindning mellan molekylerna.
b) Jonbindning i hela kristallen.
c) Polära kovalenta bindningar mellan atomerna i sulfatjonen
och jonbindning mellan kalium- och sulfatjonerna.
10.25. d
© Liber AB. Denna sida får kopieras.
36