KEM A02 HT2011 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, pKa, pKb , pKw SAMBAND pH + pOH = pKw pKa + pKb = pKw TYPREAKTIONER Syra/bas jämvikter En- och flerprotoniga syror

TYPISKA JÄMVIKTSSYSTEM 1 Syra i vatten HA + H2O A- + H3O+ Ka (pKa) 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   [A-] [H3O+] [HA] OBS! 2:a-grads ekv Ka =

TYPISKA JÄMVIKTSSYSTEM 2 Bas i vatten B- + H2O HB + OH- Kb (pKb) 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   [HB] [OH-] [B-] OBS! 2:a-grads ekv Kb =

Översikt – viktiga syror/baser TYPREAKTION pH skalan EXEMPEL Svavelsyra, Salpetersyra H2SO4 HNO3 Saltsyra HCl Perklor/bromsyra HClO4 HBrO4 Klor/bromsyra HClO3 HBrO3 Hypoklorit/bromitsyra HClO HBrO Klorättiksyra CH2ClCO2H Ättiksyra CH3CO2H (HAc) Ammoniak NH3 Natriumhyroxid NaOH Magnesiumhydroxid Mg(OH)2 Kalciumoxid CaO Natriumhydrid NaH* (*H2 avgår) Syror deprotoneras HA + H2O A- + H3O+ OBS! Baser protoneras B- + H2O HB + OH-

Flerprotoniga syror och fördelningsdiagram TYPISKA SYSTEM H2SO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4 FÖRDELNINGSDIAGRAM ATT KUNNA Skissa diagram Avläsa sammansättning Bereda buffert SAMBAND OBS! För syra-system pH = pKa - 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 /ellerv komplexbildande ligander analyt

EXEMPEL: stark syra + svag bas HA + B- A- + HB stark syra svag bas svag bas stark syra konjugerad bas till HA kojugerad syra till B-   Notera! Starkt alkalisk analyt SVAG BAS med STARK SYRA Neutralisation av basen Bildning av STARK SYRA Förväntat pH vid ekvivalenspunkten: SURT

HIn(aq) + H2O In-(aq) + H3O+(aq) Syra/Bas indikatorer INDIKATOR: Ett syra/bas par där de två formerna har olika färg! REAKTION: HIn(aq) + H2O In-(aq) + H3O+(aq)   Ka, HIn svag syra stark bas [In-(aq)][H3O+(aq)] [HIn(aq)] Ka, Hin = ATT KUNNA Beskriva kemisk bakgrund Motivera val av indikator med hänsyn till pH vid 1 eq

Löslighetsprodukt   EXEMPEL: Upplösning av Bi2S3(s) Bi2S3(s) 2 Bi3+(aq) + 3 S2-(aq) Ksp Ksp = a(Bi3+(aq))2  a(S2-(aq))3 Ksp = [Bi3+(aq)]2  [S2-(aq)]3 Ksp litet för svårlösliga salter; Ksp (Bi2S3(s)) = 1.0E-97 M4 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 S2- Respektive fällning löses upp i syra och analyseras separat EXEMPEL Fe2+(aq) Ni2+(aq) + OH- + OH- Ag+ (aq) Ni2+(aq) Ag+ (aq) Ag+ (aq) Fe(OH) 2(s) Ni(OH)2(s) ATT KUNNA Då Ksp känt: ange i vilken ordning olika metallsalter faller ut vid OH-/S2--tillsats Reaktioner för upplösning av hydroxider, karbonater och sulfider ( + HCl, +HNO3)

Komplexbildning se även lab! PRINCIP ”Maskering av metalljon” Ag+ Ag+   AgCl(s) Ag+(aq) + Cl- (aq) K1 (1) Ag+(aq) + 2 NH3 (aq) Ag(NH3)2+(aq) K2 (2)   EXEMPEL 12.12: Hur mycket AgCl(s) löses i 0.1 M NH3 ? TOTALREAKTION (1) + (2) AgCl(s) + 2 NH3 (aq) Ag(NH3)2+ + Cl- K = K1K2 FB(M) a = 1 0.1 - - VJ a = 1 0.1 – 2x x x Lösning ges av K = x2/(0.1 – 2x)2  

ORKA ELEKTROKEMI A: Kap 13 (F9, 10, 11) reduktion - katod ORKA oxidation - anod GRUNDLÄGGANDE BEGREPP Balansering av redoxreaktioner Anod, Katod, Halvcellsreaktion, Saltbrygga Elektrokemiska spänningsserien Galvanisk cell, Elektrolytisk cell SAMBAND G = - nFE G = - RTlnK E = E0 – nF/(RT) ln Q Q = aktivitetskvot TYPREAKTIONER Galvaniska celler; speciellt torrcellen, NiCad och Pb-batterier Elektrolys; metallframställning tex Al ln K = n F E /RT

Elektrokemiska spänningsserien Reduktionspotentialer E (EMK) bestäms av SKILLNADEN i reduktionspotential mellan halvcellerna! Cl2(g) + 2 e-  2 Cl- (aq) E0 (Cl2/Cl-) = 1.36 V Bra katod! E0 (reduktionspotential) 2 H+(aq) + 2 e-  H2(g) E0(H+/H2) = 0 V Referenselektrod Na+(aq) + 2 e-  Na(s) E0(Na+/Na) = -2.71 V Bra anod! FÖR GALVANISK CELL: Positiv EMK då Ekatod > Eanod

Galvanisk cell schematisk representation Daniells cell som exempel – + ANOD Zn(s) Zn2+ (aq) Cu2+(aq) Cu(s) KATOD Ecell (1.10 V) TOTALFÖRLOPP Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) G

Aluminiumproduktion elektrolys av bauxit Utvinns ur bauxit – huvudkomponent Al2O3(s) tm = ca 2000 oC PROCESS: elektrolys i smälta tillsats: CaF2(s) eller kryolit (Na3AlF6)  tm (blandsmälta) = ca 950 oC 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  103 kg = 1  103  103 g = 106 g Mw(Al) = 27 g/mol  106 g motsvarar 37  103 mol Al Behov e- : 3  37  103 = 111  103 mol (n) Behov laddning (Q) = 111  103  96485 = 1.07  1010 Tidsrymd: 24 h dvs 24  60  60 s = 86.4  103 s Strömstyrka: I = Q / t HÄR: I = 1.07  1010 / 86.4  103 = 124 kA

Korrosion oönskad oxidation av tex Fe Eo TAKTIK: Använd offeranod dvs tillsätt halvcell som ger strörre drivkraft tex Zn(II)/Zn Eo = -0 76 V O2/H2O H+ 1.23 Fe(III)/Fe(II) O2/H2O OH- -0.44 Fe(II)/Fe(s) -0.76 Zn(II)/Zn(s) H2O/H2

Celler i vanligt bruk TABELL 13.2 TORRCELLEN (1.5V) Zn(s)  ZnCl2(aq), NH4Cl(aq)  MnO(OH) (s)  MnO2(s)  C(grafit) BLYACCUMULATORN (2.0 V) Pb(s)  PbSO4(aq)  H+(aq), HSO4-(aq)  PbO2(s)  PbSO4(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/M2+ ELEKTROLYT KATOD: Fast redoxpar N/Nn+

EXEMPEL PÅ VANLIGA ”LAB-ISOTOPER” 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 35 16 14 6 P S C

Radioaktivt sönderfall En monomolekylär process 14C  14N + 0e + ve Ve = antineutrino 6 7 -1 N = No exp(-kt) 1:a ordningens sönderfall ln2 k t½ =

LYCKA TILL! OBS! Glöm inte den deskriptiva kemin! dvs Namn och formler att kunna + OW-föreläsningar LYCKA TILL!