Transcript Uppgifter kap 6-7

6.1. a) +VI
b) +IV
c) +IV
d) +VII
e) +IV
6.2. a) +IV
b) +V
c) +III
d) +IV
e) +III
6.5. a) S oxideras från OT –II till 0.
b) Fe reduceras från OT +III till +II
c) S reduceras från OT +IV till 0.
d) V har samma OT på båda sidor, nämligen +V.
e) Cu oxideras från OT +I till +II.
6.6. d, e
6.7. d
6.8. d, e
0
+V
−3
HF Rätt
Vi lägger till 8H+ till vänster och balanserar med 4H2O till
höger:
3Zn(s) + 2NO3– + 8H+ → 3Zn2+ + 2NO + 4H2O
Kontroll av syreatomerna visar att det är samma antal på
vänster och på höger sida.
Formeln är färdig,
+V
+IV
Sn (s) + NO3−
−3
OT-ändring +4
+II
SnO2 (s) + NO
Villkoret att den totala OT-ökningen = den totala OTminskningen ger följande koefficienter:
b) F HF Rätt
c) Rätt
−I
d) HF Fel
e) Rätt
f) Fel Fluor oxiderar väte från OT 0 till +I
d och f är felaktiga.
6.10. a) Koppar(I)klorid
c) Järn(II)sulfat
3Zn(s) + 2NO3−
3Zn 2+ + 2NO
Jonladdning till vänster: 2–
Jonladdning till höger: 6+
6.18.
−I
+II
Zn 2+ + NO
Oxidationstalsändringen gäller för en Zn-atom resp. en
N-atom.
Vi sätter ut koefficienter så att den totala OT-ökningen =
= den totala OT-minskningen, +6 respektive –6.
0
+I
+II
Zn (s) + NO3−
Ox.talsändring +2
6.4. Oxidation: ökning av oxidationstalet
Reduktion: minskning av oxidationstalet
0
b) Samma reaktion som i a.
c)
6.3. Al H3
6.9. a) H 2
+II
+I
0
+III − I
0
0
6.17. a) Zn (s) + 2 H + → Zn 2+ + H 2
b) Koppar(II)klorid
d) Järn(III)sulfat
3Sn(s) + 4NO3−
3SnO2 (s) + 4NO
Jonladdning till vänster: 4–
Jonladdning till höger: 0
På vänstra sidan behövs 4H+. De ger 2H2O till höger
3Sn(s) + 4NO3– + 4H+ → 3SnO2(s) + 4NO + 2H2O
Syreatomerna stämmer.
6.19. a) 2Hg(s) + NO3−
Hg2 2+ + NO
Vi börjar med 2Hg eftersom det finns Hg22+ till höger
6.11. a) Järn(II)oxid
b) Järn(III)oxid
+II +III
c) Järn(II,III)oxid ( Fe Fe 2 O 4 )
d) Bly(II)oxid
e) Bly(IV)oxid
+II +IV
f) Bly(II,IV)oxid ( Pb2 Pb O 4 )
0
+V
2 Hg(s) + NO3−
OT-ändring
6.12. a) Sn(s) + 2H+ → Sn2+ + H2(g)
b) Fe(s) + 2H+ → Fe2+ + H2(g)
c) Ingen reaktion
d) 2Al(s) + 6H+ → 2Al3+ + 3H2(g)
e) Ingen reaktion vid rumstemperatur
6.13. a) En syra vars negativa jon är ett starkare oxidationsmedel än oxoniumjonen, H3O+.
b) Salpetersyra och varm, konc. svavelsyra.
6.14. a) Koppar, silver och kvicksilver löses av salpetersyra
och av varm, koncentrerad svavelsyra. Guld och platina
löses inte av dessa syror.
b) Guld löses av en blandning av saltsyra och salpetersyra,
”kungsvatten”.
+1⋅ 2
−3
+I
+II
Hg2 2+ + NO
OT-ändringen gäller för två Hg-atomer resp. en N-atom.
Vi sätter ut koefficienter så att OT-ändringarna blir +6 resp.
–6:
6Hg(s) + 2NO3−
3Hg 2 2+ + 2NO
Det behövs 8H+ till vänster för att justera jonladdningarna.
Det ger 4H2O till höger.
6Hg(s) + 2NO3– + 8H+ → 3Hg22+ + 2NO + 4H2O
Reaktionsformeln är klar.
b) P + 5NO3– + 5H+ → H3PO4 + 5NO2 + H2O
6.20. a) 3Ag(s) + NO3– + 4H+ → 3Ag+ + NO + 2H2O
b) Ni(s) + 2NO3– + 4H+ → Ni2+ + 2NO2 + 2H2O
6.15. a) Aluminium, krom, järn och titan
b) De passiveras, dvs. det bildas en skyddande oxidhinna.
6.16. a) Kvävedioxid, NO2
b) Kväve(mon)oxid, NO
Liber AB. Denna sida får kopieras.
75
6.21. a) Mg(s) + 2NO3−
Mg2+ + N 2
–
Vi börjar med 2NO3 eftersom det finns 2N till höger
+V
0
+II
Mg(s) + 2NO3−
−5 ⋅ 2
OT-ändring +2
0
Mg2+ + N 2
Koefficienterna bestäms så att OT-ändringarna blir +10 resp.
–10:
5Mg(s) + 2NO3−
5Mg2+ + N 2
Jonladdning till vänster: 2–
Jonladdning till höger: 10+
Det behövs 12H+ på vänster sida. De balanseras med 6H2O
på höger sida:
5Mg(s) + 2NO3– + 12H+ → 5Mg2+ + N2 + 6H2O
Kontroll visar att syreatomerna stämmer.
0
+V
OT-ändring +2
−8
− III
+II
Mg2+ + NH 4 +
Mg(s) + NO3−
b)
6.24. Alla tre metallerna är beständiga i torr luft. Aluminium
och i viss mån också zink är relativt beständiga i fuktig luft.
Järn däremot korroderar snabbt.
6.25. a) Metallen blir kemiskt mera motståndskraftig därför
att den skyddas av en tunn, tät hinna av någon svårlöslig
förening, oftast en oxid.
b) Mg, Al, Zn, Cr, Ti (Fe i torr luft)
6.26. a) Först bildas röd koppar(I)oxid, Cu2O. Så småningom oxideras denna oxid – åtminstone delvis – till svart
koppar(II)oxid, CuO. Då mörknar oxidskiktet.
b) Beläggningen blir grönaktig och kallas ärg eller patina (en
blandning av olika kopparsalter).
6.27. Na, Mg, Al, Fe, H, Cu, Ag, Au
Vi sätter ut koefficienter så att OT-ändringarna blir +8 resp.
–8:
4Mg(s) + NO3−
6.23. En hinna av svårlöslig magnesiumoxid eller i fuktig
luft magnesiumhydroxid skyddar metallen.
4Mg2+ + NH 4 +
6.28. a) 2Al(s) + 3Cu2+(aq) → 2Al3+(aq) + 3Cu(s)
b) Ingen reaktion
c) Ingen reaktion
Jonladdning till vänster: 1–
Jonladdning till höger: 9+
6.29. a, b
För att justera laddningarna lägger vi till 10H+ på vänster
sida och balanserar med 3H2O till höger (där finns redan 4H
i NH4+):
4Mg(s) + NO3– + 10H+ → 4Mg2+ + NH4+ + 3H2O
Kontroll av syret visar att formeln stämmer.
6.30. 4 · 10–9 · 1 · 1021 g = 4 · 1012 g = 4 · 106 ton
+ VII
−I
+II
MnO 4 − + 2 I −
6.22.
OT-ändring −5
−
2MnO 4 + 10I
2Mn 2+ + 5I 2
Laddning: t.v. 12–
t.h. 4+
Det behövs 16H+ på vänster sida:
2MnO4– + 10I– + 16H+ → 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O
Det finns lika många syreatomer på båda sidor.
+ VII
+III
MnO 4 − + 2 H 2 C2O 4
b)
OT-ändring −5
+1⋅ 2
+II
+IV
Mn 2+ + 2CO2
−
2MnO 4 + 5H 2C2O 4
2Mn 2+ + 10CO2
Laddning: t.v. 2–
t.h. 4+
Det behövs 6H+ på vänster sida. Där finns dessutom 10H i
5H2C2O4. Därför blir det 8H2O till höger.
2MnO4– + 5H2C2O4 + 6H+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
Syreatomerna stämmer.
0
c)
0
I 2 + Br2
OT-ändring +5 ⋅ 2
−1⋅2
+V
−I
2IO3− + 2Br −
I 2 + 5Br2
2IO3− + 10Br −
Laddning: t.v. 0
t.h. 12–
Denna gång är lösningen basisk och därför ska vi justera
laddningarna med OH–.
I2 + 5Br2 + 12OH– → 2IO3– + 10Br– + 6H2O
Slutkontrollen visar att syreatomerna stämmer.
Liber AB. Denna sida får kopieras.
Mg2+ + 2Cl − 
→ MgCl 2 (s)
indunstning
6.32. a) Kalciumnitrat (kalksalpeter), Ca(NO3)2
Ammoniumnitrat, NH4NO3
Natriumnitrat (salpeter), NaNO3
b) Kalciumdivätefosfat (superfosfat), Ca(H2PO4)2
Diammoniumvätefosfat, (NH4)2HPO4
Mn 2+ + I 2
+1⋅ 2
−
0
6.31. Mg2+ + Ca2+ + 2OH– → Mg(OH)2(s) + Ca2+
Mg(OH)2(s) + 2H+ + 2Cl– → Mg2+ + 2Cl– + 2H2O
6.33. a) Natriumkarbonat, Na2CO3
b) Natriumhydroxid, NaOH
c) Kalciumoxid, CaO
d) Natriumvätekarbonat, NaHCO3
e) Kaliumkarbonat, K2CO3
f) Natriumsilikat, Na4SiO4
g) Kalciumhydroxid, Ca(OH)2
h) Kalciumkarbid, CaC2
i) Kalciumsulfat-dihydrat, CaSO4 · 2H2O
j) Ammoniumklorid, NH4Cl
6.34. a) H2O + CO2(g) → H2CO3(aq)
H2CO3(aq) + H2O → H3O+(aq) + HCO3–(aq)
CaCO3(s) + H3O+(aq) + HCO3–(aq) →
→ Ca2+(aq) + 2HCO3–(aq) + H2O
De två sista formlerna kan slås samman:
CaCO3(s) + H2CO3(aq) → Ca(HCO3)2(aq)
b) Hårt vatten
c) Reaktionerna i a) går i motsatt riktning därför att
koldioxidens löslighet i vatten minskar vid upphettning:
H2CO3(aq) → H2O + CO2(g)
H3O+(aq) + HCO3–(aq) → H2CO3(aq) + H2O
Ca2+(aq) + 2HCO3–(aq) + H2O →
→ CaCO3(s) + H3O+(aq) + HCO3–(aq)
Totalformel: Ca(HCO3)2(aq) → CaCO3(s) + H2O + CO2(g)
76
6.35. a) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
b) CaO(s) + H2O → Ca(OH)2(s)
c) Kalksläckning
d) [OH–] = 2 · 0,005 mol/dm3 = 0,010 mol/dm3
⇒ pOH = 2,0
pH ≈ 12
⇒
6.36. a) Till murbruk, till neutraliseringsreaktioner inom
teknik och jordbruk
b) Kalciumhydroxid, sand och vatten (oftast också lite
cement)
c) Ca2+(aq) + 2OH–(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O
d) Det bildas vatten när murbruket hårdnar, se formeln i c.
6.37. a) Ca2+- och Mg2+-joner och tvålens negativa joner
(palmitat- och stearatjoner) bildar en svårlöslig förening,
”kalktvål”. Därigenom minskar tvålens tvättverkan.
b) Dels ska karbonat- och fosfatjonerna binda Ca2+- och
Mg2+-jonerna (göra vattnet ”mjukt”), dels ska de ge vattnet
ett pH-värde som är lämpligt för tvättprocessen.
6.38. När man avhärdar vatten, byter man ut kalcium- och
magnesiumjonerna mot natriumjoner eller binder dem med
bl.a. trifosfatjoner så att det bildas s.k. komplexa joner.
När man avjonar eller totalavsaltar vattnet tar man bort alla
lösta salter ur vattnet.
6.39. a) Ca2+-jonerna byts ut mot en ekvivalent mängd
H3O+-joner.
b) HCO3–.jonerna byts ut mot en ekvivalent mängd OH–joner. Därefter reagerar OH–-jonerna med de H3O+-joner
som bildats i a).
6.40. a) Ett relativt beständigt oxidskikt skyddar.
b) Löses snabbt i HCl: 2Al(s) + 6H+ → 2Al3+ + 3H2(g)
c) Löses inte av HNO3. Ett beständigt oxidskikt skyddar.
d) Löses relativt snabbt av NaOH under vätgasutveckling. I
basisk lösning oxideras aluminium av vatten till aluminatjoner, Al(OH)4– (se sidan 95 i läroboken):
0
+I
Al(s) + 2H 2 O
OT-ändring
+3
−1⋅ 2
+III
0
Al (OH)4 − + H 2
2Al(s) + 6H 2O
2Al(OH)4 − + 3H 2
–
Det behövs 2OH på vänster sida för att justera laddningarna. Därefter stämmer också syreatomerna. Slutformeln är
2Al(s) + 6H2O + 2OH– → 2Al(OH)4–(aq) + 3H2(g)
6.41. a) Första steget är mekanisk rening, andra steget
biologisk rening och tredje steget kemisk rening.
b) 1. Om de organiska ämnena är biologiskt nedbrytbara tas
de om hand av organismerna i det andra steget. Ämnena
bryts ned till enkla ämnen, i sista hand koldioxid och vatten.
2. Fosfat fälls ut som olösligt järn- eller aluminiumfosfat i
det tredje steget.
3. Halten nitrat sänks i en särskild rötkammare i det andra
steget. Anaeroba bakterier reducerar nitratjonerna till fritt
kväve.
6.42. 1 ppb = 1 µg/kg
Födan:
40 · 1,4 · 0,050 µg = 2,8 µg
Vattnet:
2,0 · 1,0 · 0,050 µg = 0,10 µg
Luften:
0,005 · 20,0 · 0,40 µg = 0,04 µg
Cigaretterna: 1,0 · 19 · 0,40 µg = 7,6 µg
Totalt 10,54 µg ≈ 11 µg kadmium per dygn
6.43. a) Y2O3 + 4BaO2 + 6CuO → 2YBa2Cu3O7–x + 1½O2
b) 1 mol Y2O3 ⇔ 4 mol BaO2 ⇔ 6 mol CuO
n(Y2O3) = m / M = 0,60 g / 225,8 g · mol–1 = 0,002657 mol
n(BaO2) = 4 · n(Y2O3) och n(CuO) = 6 · n(Y2O3)
m(BaO2) = M · n = 169,3 g · mol–1 · 4 · 0,002657 mol =
= 1,7995 g ≈ 1,80 g
m(CuO) = M · n = 79,5 g · mol–1 · 6 · 0,002657 mol =
= 1,2675 g ≈ 1,27 g
6.44. 1 mol Cr3+ ⇔ 1 mol Fe3+ ⇔ 3 mol NaOH
c(Cr3+) = m / M = 0,150 g · dm–3 / 52,00 g · mol–1 =
= 0,002885 mol · dm–3
c(Fe3+) = m / M = 0,350 g · dm–3 / 55,85 g · mol–1 =
= 0,006267 mol · dm–3
c(Cr3+) + c(Fe3+) = 0,009151 mol · dm–3
n(Cr3+) + n(Fe3+) = c · V = 0,009151 mol · dm–3 · 1,2 · 103 dm3 =
= 10,98 mol
n(NaOH) = 3(n(Cr3+) + n(Fe3+)) = 3 · 10,98 mol
m(NaOH) =M · n = 40,0 g · mol–1 · 3 · 10,98 mol =
= 1 318 g ≈ 1,3 kg
6.45. a) Små kristaller av silverbromid, AgBr
b) På belysta punkter på silverbromidkristallerna börjar
silverjoner att reduceras till atomer:
Br– + ljusenergi → Br + e–
Ag+ + e– → Ag(s)
2Ag+Br–(s) + ljus → 2Ag(s) + Br2(g)
c) Reduktionen av silverjoner fortsätter i de belysta
kristallerna. Reaktionen katalyseras av de silveratomer,
”groddar”, som bildades vid exponeringen.
d) Oförändrad silverbromid löses ut. Plåten, ”negativet”, är
sedan inte ljuskänslig.
e) Den bild man får i d är ett ”negativ”. Belysta punkter är
mörka av utreducerat silver. Genom att ”fotografera”
negativet får man ett ”positiv” där belysta punkter är
ljusa.
6.46. Vi utgår från 1,00 dm3 av en legering som består av
18 karats guld.
Densiteten: ρ = 16,8 g/cm3
m(legering) = ρ · V = 16,8 g · cm–3 · 1,00 · 103 cm3 =
= 1,68 · 104 g
m(Au) = (18/24) · 1,68 · 104 g = 1,26 · 104 g
n(Au) = m / M = 1,26 · 104 g / 197 g · mol–1 = 63,96 mol
c(Au) = n / V = 63,96 mol / 1,00 dm3 = 63,96 mol/dm3 =
= 64 mol/dm3
6.47. a) Permanganatlösningen
b) Järn(II)jonerna oxideras till järn(III)joner.
Permanganatjonerna reduceras till mangan(II)joner
+II
+VII
+III
+II
c) 5Fe2+ + MnO 4 − + 8H + → 5Fe3+ + Mn 2+ + 4H 2O
+1⋅ 5
−5
d) Före ekvivalenspunkten är lösningen färglös eller svagt
gul. När ekvivalenspunkten är uppnådd och en droppe
permanganatlösning tillsätts i överskott får lösningen en
bestående svagt violett färg.
Liber AB. Denna sida får kopieras.
77
6.48. a)
+ VII
+III
−5 ⋅ 2
+1⋅ 2 ⋅ 5
+II
+IV
2 MnO 4 − + 5H 2C2O 4 + 6H + → 2 Mn 2+ + 10CO2 + 8H 2 O
b) 2 mol MnO4– ⇔ 5 mol H2C2O4 ⇒
⇒ 1 mol MnO4– ⇔ 2,5 mol H2C2O4
n(KMnO4) = 0,020 · 15,4 mmol = 0,308 mmol
n(H2C2O4) = 2,5 · 0,308 mmol = 0,770 mmol
c(H2C2O4) = 0,770 mmol / 15,0 cm3 = 0,0513 mmol/cm3 =
= 0,0513 mol/dm3
Oxalsyralösningens koncentration var 0,051 mol/dm3
6.49. a) Cu(NH3)42+, tetraamminkoppar(II)jon
b) Cu2+-jonen är centralatom och NH3-molekylen är ligand.
c) Kopparjonens koordinationstal är 4.
d) Ammoniakmolekylerna sitter i hörnen av en kvadrat där
kopparjonen sitter i mittpunkten. Alla fem partiklarna ligger
i samma plan.
6.50. a) En kopparsulfatlösning har ljusblå färg.
b) Cu(H2O)42+ (detta är Cu2+(aq))
c) Ammoniak fungerar först som bas:
NH3 + H2O → NH4+ + OH–
Cu2+(aq) + 2OH– → Cu(OH)2(s)
d) Kopparhydroxidfällningen löses och lösningen får en
mörkblå färg.
e) Cu(OH)2(s) + 4NH3 → Cu(NH3)42+ + 2OH–
Liber AB. Denna sida får kopieras.
6.51. a) Ett komplex med en ligand som binder till
centralatomen genom mer än en atom.
b) Två diaminoetanmolekyler
c)
H2N
NH2
CH2
CH2
Cu2+
CH2
CH2
H2N
NH2
6.52. a) Etylendiamintetraättiksyra (egentligen EthyleneDiamine-TetraAcetic acid)
b)
CH2COOH
HOOCCH2
N
HOOCCH2
CH2
CH2 N
CH2COOH
c) EDTA-jonen har sex ”tänder”: 4 COOH-grupper och
2 N-atomer.
d) Oberoende av metalljonens koordinationstal binder varje
metalljon en EDTA-jon.
6.53. 1 mol EDTA ⇔ 1 mol (Ca2+ + Mg2+)
n(EDTA) = 0,0100 · 12,4 mmol = 0,124 mmol = n(Ca2+ + Mg2+)
c(Ca2+ + Mg2+) = 0,124 mmol / 100,0 cm3 =
= 1,24 · 10–3 mmol/cm3 = 1,24 mmol/dm3
78
Lösningar till uppgifter på avsnitt i kap 14 i
Gymnasiekemi A
6.54. a) FeS2
d) Fe3O4
b) CuFeS2
e) AlOOH
c) Fe2O3
f) Na3AlF6
6.55. a) Kol (koks)
b) Kolmonoxid, CO
c) Fe2O3 + CO(g) → 2FeO + CO2(g)
FeO + CO(g) → Fe + CO2(g)
6.56. a) Järnet som man får i masugnen.
b) En oxidationsprocess som man använder för att ta bort
vissa föroreningar, framför allt svavel och fosfor, ur tackjärnet. Dessutom sänks kolhalten till önskad nivå.
c) Vid Bessemermetoden blåser man luft genom det smälta
tackjärnet. Numera finns flera varianter av bessemermetoden. Man kan t.ex. blåsa syrgas mot det smälta tackjärnet
samtidigt som konvertern roterar.
6.57. a–c) Öppen uppgift (Se Gymnasiekemi A sidan 33.)
6.58. a) En mängd olika aluminiumsilikater i bergarter och
lerjordar. Vanliga är fältspater (t.ex. natronfältspat,
NaAlSi3O8) och zeoliter.
b) Bauxit som innehåller framför allt
aluminiumoxidhydroxid, AlOOH
c) Öppen uppgift Se Gymnasiekemi A, sidan 287.
6.59. a) Lera och sand. Rött tegel framställs av järnhaltig
lera och gult tegel av kalkhaltig lera.
b) Kaolin, fältspat, kvartssand och ibland också kalciumfosfat (Ca3(PO4)2, ”benaska”). Kaolin, Al2(OH)4Si2O5, kallas
också ”vit porslinslera”.
Liber AB. Denna sida får kopieras.
6.60. a) Öppen uppgift (Se Gymnasiekemi A, sidan 272.)
b) En plastisk blandning av cement, sand, sten och vatten.
Blandningen hårdnar därför att det relativt snabbt bildas
fasta silikater. Kristallerna häftar fast på sand, sten och järn.
c) Betong som förstärkts med ingjutna nät eller stänger av
järn.
6.61. a) Zinkoxid, ZnO
b) Titandioxid, TiO2
c) Järn(III)oxid, Fe2O3
d) Silvernitrat, AgNO3
e) Järn(III)oxidhydroxid, FeOOH
6.62. a) Koppar, silver och guld
b) Koppar används framför allt till elledningar (högspänningsledningar, i elektriska maskiner osv.). Dessutom
till rör av olika slag (t.ex. rör för varmvatten och värmeledningar).
c) Mässing (koppar och zink), nysilver (koppar, zink och
nickel), brons (koppar och tenn)
6.63. En legering är ofta hårdare än de ingående metallerna i
ren form och har ofta större hållfasthet än dessa. Många
legeringar har större korrosionsbeständighet än de rena
metallerna .
6.64. a) Kopparkis och kopparglans (båda är sulfider) och
kuprit (oxid)
b) Öppen uppgift (Se Gymnasiekemi A sidan 283.)
c) Vid den elektrolytiska reningen av råkoppar bildas vid
anoden en fällning som innehåller bl.a. ädelmetaller (silver
och guld).
79
7.1. a) – Al(s) Al3+(aq) Ag+(aq) Ag(s) +
b) Vid minuspolen oxidation: Al(s) → Al3+(aq) + 3e–
Vid pluspolen reduktion: Ag+(aq) + e– → Ag(s)
c) Al(s) + 3Ag+(aq) → Al3+(aq) + 3Ag(s)
7.2. a) Vid den positiva polen sker en reduktion.
b) Redoxparet som innehåller det starkaste oxidationsmedlet
bildar den positiva halvcellen.
7.3. a) Elektrodpotentialen är potentialskillnaden mellan
kopparblecket och vattenlösningen. Den uppkommer i
gränsytan mellan blecket och lösningen.
b) Kopparblecket skickar ut kopparjoner i lösningen så att
jämvikten Cu(s) R Cu2+(aq) + 2e– ställer in sig.
Elektronerna blir kvar på kopparblecket som därför får
överskott på elektroner. Lösningsskiktet närmast blecket får
överskott på positiva joner. Därigenom uppkommer en
potentialdifferens över gränsytan elektrod – lösning. Det är
denna potentialdifferens som utgör elektrodpotentialen.
c) Man kan inte mäta det absoluta värdet av potentialskillnaden mellan en elektrod och den lösning som elektroden
står i eftersom man då måste sticka ned en annan elektrod i
lösningen. Då skulle det bli en potentialskillnad också
mellan mätelektroden och lösningen och mätinstrumentet
skulle visa skillnaden mellan de båda elektrodpotentialerna.
Däremot kan man mäta elektrodpotentialens relativa värde,
dvs. storleken i förhållande till en standardelektrod.
7.4. a) Den används som referenselektrod när man anger
elektrodpotentialerna för andra redoxpar.
b) Den normala vätgaselektroden:
H+(aq, 1,00 mol/dm3) | Pt, H2(g, 101,3 kPa)
c) 0 volt enligt definitionen
7.5. Ett platinableck som behandlats så att det fått ett tunt
skikt av porös, finfördelad platina. Blecket doppar ner i en
vattenlösning av en syra, t.ex. saltsyra. Vätgas bubblar upp
runt blecket. Tack vare det porösa platinaskiktet får metallytan en stor area mot både lösningen och vätgasen. I
gränsytan elektrod – syralösning ställer följande
redoxjämvikt in sig:
2H+(aq) + 2e– R H2(g).
7.6. a)
2+
Pt(s) +
H+(aq)
– Zn(s) Zn (aq)
(1,00 mol/dm3) (1,00 mol/dm3) H2(g, 101,3 kPa
b) Vid minuspolen: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
Vid pluspolen: 2H+(aq) + 2e– → H2(g)
Cellreaktion:
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
7.7. För den högra halvcellen, den normala vätgaselektroden,
är elektrodpotentialen, eoH = 0 V. Eftersom
E = 0,44 V och E = eoH – eoFe blir eoFe = eoH – E.
eoFe = 0 V – 0,44 V ⇒ eoH = – 0,44 V
2+
7.8. a) – Zn(s)
Zn (aq)
(1,00 mol/dm3)
+
Ag (aq)
(1,00 mol/dm3)
Ag(s) +
b) E = eoAg – eoZn ⇒ E = 0,80 V –(–0,76 V) ⇒ E = 1,56 V
Liber AB. Denna sida får kopieras.
7.9. a) Koppar är pluspol.
Minuspolen: Al(s) → Al3+ + 3e–
Pluspolen:
Cu2+ + 2e– → Cu(s)
b) Halvcellen Cu2+/Cu har eoCu = 0,34 V.
För Al3+/Al är eoAl = – 1,66 V.
E = 0,34 – (–1,66 V) = 2,00 V
7.10. E = eoH – eoCd ⇒ 0,40 V = 0 V – eoCd ⇒
⇒ eoCd = – 0,40 V
7.11. a) E = eoAg – eoIn ⇒ 1,14 V = 0,80 V – eoIn ⇒
⇒ eoIn = – 0,34 V
b) Ja, indium är väteutdrivande
7.12. a)
– Pt(s)
Sn2+(aq, 1,00 mol/dm3) Cl–(aq, 1,00 mol/dm3) Pt(s) +
Sn4+(aq, 1,00 mol/dm3)
Cl2(g, 101 kPa)
b) eoSn betecknar normalpotentialen för redoxparet Sn4+/Sn2+.
E = eoCl – eoSn ⇒ 1,21 V = 1,36 V – eoSn ⇒
⇒ eoSn = 0,15 V
7.13. – Pt, I2(aq)
I–(aq)
–
Cl–(aq)
Cl2(g), Pt +
2+
7.14. a) AgI/Ag, I och Cu /Cu
b) E = eoCu – eo AgI ⇒ 0,49 V = 0,34 V – eoAgI ⇒
⇒ eoAgI = – 0,15 V
c) Vid minuspolen: Ag(s) + I–(aq) → AgI(s) + e–
Vid pluspolen:
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
Cellreaktion:
Cu2+(aq) + 2Ag(s) + 2I–(aq) →
→ Cu(s) + 2AgI(s)
7.15. E = eoH – eoMn ⇒ 1,2 V = 0 V – eoMn ⇒
⇒ eoMn = –1,2 V
7.16. Pb, Fe, Sn, Al, Ca
7.17. a) Spiken får en beläggning av koppar.
b) Det händer ingenting.
c) Det bildas silverkristaller på kopparplåten. Lösningen blir
blå av Cu2+-joner.
7.18. a) Reaktioner sker i bägarna II och V. I övriga fall sker
ingenting eftersom metallen i staven är ädlare än den metall
som finns i jonform.
b) II: Pb(s) + 2Ag+(aq) → Pb2+(aq) + 2Ag(s)
Silver är ädlare än bly.
V: Ni(s) + Pb2+(aq) → Ni2+(aq) + Pb(s)
Bly är något ädlare än nickel.
7.19. Ja, klorgas kan oxidera järn(II)joner till järn(III)joner:
Cl2(g) + 2Fe2+(aq) → 2Cl–(aq) + 2Fe3+(aq)
Redoxparet Cl2/Cl– med eo = 1,36 V är starkare oxiderande
än redoxparet Fe3+/Fe2+ som har eo = 0,77 V.
Om man bygger en galvanisk cell av de båda redoxparen blir
elektroden med Fe3+/Fe2+ negativ pol och det är ju vid denna
pol som det sker en oxidation.
7.20. Redoxparen i a och f kan reducera Cu2+ till Cu.
Vi ser i tabellen 7.2 att H+/H2 har eoH = 0,00 V och att
Pb2+/Pb har eoPb = –0,13 V. Båda värdena är lägre än
redoxpotentialen för Cu2+/Cu som har eoCu = 0,34 V. (Man
kan också säga att H2 och Pb är starkare reduktionsmedel än
Cu och att kopparjonerna är starkare oxidationsmedel än
blyjonerna och vätejonerna eller att koppar är ädlare än bly
och väte.)
De andra redoxparen har högre normalpotential än Cu2+/Cu.
80
7.21. a) Då väteperoxiden fungerar som oxidationsmedel
bildas vatten och då det fungerar som reduktionsmedel
bildas fritt syre.
b) Ja, permanganatjoner kan oxidera väteperoxid till fritt syre.
Om vi jämför normalpotentialerna ser vi att e3o > e2o, dvs.
MnO4– är ett starkare oxidationsmedel än O2.
Permanganatjonerna tar upp elektroner från
väteperoxidmolekylerna:
2MnO4– + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
c) Ja, H2O2 kan oxidera I– till I2 eftersom e1o > e4o:
H2O2 + 2I– + 2H+ → 2H2O + I2
7.22. eoCe = 1,61 V för redoxparet Ce4+/Ce3+ och
eoCl = 1,36 V för redoxparet Cl2/Cl–.
Nej, klorgas kan inte oxidera Ce3+-joner till Ce4+-joner
eftersom eoCl < eoCe.
7.23. a) I galvaniska celler utgörs elektrodprocesserna av
spontana redoxprocesser men i elektrolysceller av ickespontana redoxprocesser.
b) Den positiva elektroden kallas anod och den negativa
katod.
c) Vid anoden
d) Av elektroner genom ytterledningen och av joner genom
lösningen.
7.24.
Mg2+
– katod
C(s)
Mg2+
2+
Katodreaktion: Mg + 2e– → Mg(l)
Anodreaktion: 2Cl– → Cl2(g) + 2e–
Liber AB. Denna sida får kopieras.
2Cl–
anod +
C(s)
Cl–
7.25. a) Kloralkalielektrolys, ev. enligt membranmetoden
b) Den viktigaste metoden för framställning av klor och
natriumhydroxid.
c) Katodreaktion: 2H2O + 2e– → H2(g) + 2OH–
Anodreaktion: 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–
Totalt:
2NaCl(aq) + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2(g)
7.26. a) Jodidjonerna vandrar till anoden och avger där var
sin elektron. Kaliumjonerna vandrar till katoden men där är
det vattenmolekyler som tar upp elektronerna.
I–
b)
K+
– katod
anod +
C(s)
C(s)
I–, H2O
K+, H2O
–
–
Katodreaktion: 2H2O + 2e → 2OH (aq) + H2(g)
Anodreaktion: 2I–(aq) → I2(aq) + 2e–
7.27. a) Cl2. Enligt eo-värdena i tabell 7.2 har vatten lättare
att oxideras till syre än kloridjoner till klor. Men syrgas har
svårt för att utvecklas på vissa ämnen, bl.a. på kol. Det
behövs en viss s.k. överspänning för att syrgas ska utvecklas. Därför bildas det (mest) klorgas.
b) H2
7.28. a) Katodreaktion: 2H+(aq) + 2e– → H2(g)
Anodreaktion:
2H2O → 4H+(aq) + O2(g) + 4e–
b) Totalt:
2H2O → 2H2(g) + O2(g)
81
Lösningar till frågor på avsnitt i kap 12 i
Gymnasiekemi A
7.29. a) Oxidationsmedel: mangandioxid, MnO2
Reduktionsmedel: metallisk zink
b) Kolstaven tjänstgör som positiv pol och leder
elektronerna från den yttre strömkretsen till
mangandioxiden som är packad runt kolstaven.
c) Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) →
→ 2MnOOH(s) + Zn2+(aq) + 2NH3(aq)
7.30. a) – Al(s) | vattenlösning som innehåller joner | Cu +
b) Aluminium löses och syre tar hand om elektronerna som
då frigörs.
Minuspol: Al(s) → Al3+(aq) + 3e–
Pluspol: O2(g) + 2H2O + 4e– → 4OH–(aq)
Al3+-jonerna och OH–-jonerna bildar hydroxidfällning.
7.31. a) Järn(II,III)oxid, Fe3O4
b) 2SO2(aq) + O2(aq) + 2H2O → 2H2SO4(aq)
c) – Fe(s) | H2SO4(aq) | Fe3O4 +
d) Minuspol: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e–
Pluspol: O2(aq) +2H2O + 4e– → 4OH–(aq)
Därefter reagerar OH– med Fe2+:
Fe2+(aq) + 2OH–(aq) → 2Fe(OH)2(s)
4Fe(OH)2(s) + O2(aq) → 4FeOOH(s) + 2H2O
e) Atmosfärisk korrosion
7.32. c är felaktigt. Det är den negativa polen som finns i
mitten under droppen (där järnet korroderar).
7.33. a) Man ger plåten en skyddande hinna av svårlösligt
järnfosfat.
b) Ett metallföremål får ett tunt skikt av zink genom
elektrolytisk utfällning.
c) Man ger metallföremålet ett skyddande zinkskikt genom
att doppa det i smält zink.
d) Järnplåt får ett skyddande tennskikt antingen på elektrolytisk väg eller genom doppning i smält tenn.
e) Man har fäst plattor av zink eller aluminium på t.ex. ett
fartygsskrov. Plattorna, fartygsskrovet och havsvattnet bildar
galvaniska celler där plattorna blir lösningspoler
(offeranoder).
Liber AB. Denna sida får kopieras.
7.34. c och d är felaktiga
Man elektrolyserar med likström.
Lösningens halt av kopparsulfat är i stort sett konstant därför
att anoden av råkoppar löses upp i samma takt som ren
koppar fälls ut på katoden.
7.35. Guld och silver (som är ädlare än koppar) bildar ett
slam under anoden, det s.k. anodslammet. Zink och nickel är
oädla metaller och finns i lösningen.
7.36. a) Aluminiumoxid, Al2O3 (framställd av mineralet
bauxit), kryolit, Na3AlF6, och kol (till anoder)
b) När aluminiumoxiden smälter frigörs aluminium- och
syrejoner:
Al2O3(s) → 2Al3+(l) + 3O2–(l)
Katodreaktion: 4Al3+(l) + 12e– → 4Al(l)
Anodreaktion: 6O2–(l) + 3C(s) → 3CO2(g) + 12e–
Totalt:
2Al2O3(l) + 3C(s) → 4Al(l) + 3CO2(g)
7.37. a) Positiv pol: Blydioxid, PbO2, på en gallerformad
blyelektrod
Negativ pol: Poröst bly på en gallerformad blyelektrod
Elektrolyt: Svavelsyra (ganska hög koncentration)
b) Man bestämmer svavelsyralösningens densitet.
Den är högst när ackumulatorn är laddad och sjunker
successivt när man tar ut ström.
7.38. a) Pluspol: PbO2(s) + 3H+(aq) +HSO4–(aq) + 2e– →
→ PbSO4(s) + 2H2O
Minuspol: Pb(s) + HSO4–(aq) → PbSO4(s) + H+(aq) + 2e–
b) Anodreaktion: PbSO4(s) + 2H2O →
→ PbO2(s) + 3H+(aq) +HSO4–(aq) + 2e–
Katodreaktion: PbSO4(s) + H+(aq) + 2e– → Pb(s) + HSO4–(aq)
7.39. a, b och d är korrekta.
82