TMT4110 KJEMI LØSNINGSFORSLAG TIL ØVING NR. 11, VÅR 2015

TMT4110 KJEMI LØSNINGSFORSLAG TIL ØVING NR. 11, VÅR 2015

NTNU
Norges teknisk-naturvitenskapelige
universitet
Fakultet naturvitenskap og teknologi
Institutt for materialteknologi
TMT4110 KJEMI
LØSNINGSFORSLAG TIL ØVING NR. 11, VÅR 2015
OPPGAVE 1
a) Lewisstrukturen til et molekyl representerer fordelingen av valenselektroner mellom
atomene i molekylet. Vi finner strukturen utfra antall bindende og frie elektronpar
knyttet til et atom. I de fleste stabile forbindelser danner atomene
edelgasskonfigurasjon. Gjør da følgende:
- finn antall valenselektroner til molekylet ved å legge sammen valenselektronene fra
alle atomene i molekylet.
- lag bindinger mellom atomene ved å dele elektronpar. Kan være både enkelt-,
dobbelt- eller trippelbinding.
- fordel resten av elektronene slik at oktett-regelen er oppfylt. (NB: Avvik fra
oktettregelen finnes. Elementer fra og med periode 3 (f.eks. I, se deloppgave b) kan ha
flere enn åtte elektroner rundt seg, noe som kan forklares på to måter. For det første er
atomene store nok til at det er plass til flere enn åtte elektroner rundt dem, og i tillegg
har de d-orbitaler som kan delta i kjemiske bindinger.)
b)
c) For noen molekyler finnes det flere enn en mulig plassering av enkelt- og
dobbeltbindinger. For disse tegnes resonansstrukturer som skilles med ↔.
Resonansstrukturene gjør flere bindinger i molekylet like og energien er lavere enn for
hver bidragsyter. Man oppnår et mer realistisk bilde av molekylet.
2
dd) Struktureen gir info om
o det er ennkelt-, dobbbelt- eller triippelbindinng og angir derfor
d
relativ biindingsstyrkke.
ee) HOCl3
f) Valensskkallelektronnrepulsjonstteorien (VSE
EPR). I et molekyl
m
vil elektronparrene rundt
sentralattomet være anordnet i rommet
r
slikk at frastøtniingen melloom dem blirr minimal.
Antallet elektronparr rundt sentrralatomet vil da bestem
mme hva slaags geometrrisk
ng de vil få. Ledige/friee elektronpaar og dobbelt- (trippelt--) bindingerr vil kreve
anordnin
større plaass på sentrralatomet og
g perturberee molekylstrrukturen slikk at bindinggsvinkler
mellom bindende
b
ellektronpar blir
b mindre eenn forventtet.
gg) ICl2-: Triigonal bipyramidalt utg
gangspunktt. Tre frie ellektronpar i de ekvatoriielle
posisjonene => lineært molekyyl, 180º binddingsvinkel
T
utgangspunnkt. Ett frittt elektronpaar gir trigonaal pyramidee-formet
HClO3: Tetraedrisk
molekyl. Vinkel O-Cl-O < 1099° pga. at friitt elektronp
par krever mer
m plass ennn
enkeltbinndinger.
SO3: Trigonalt plant molekyl. 120°.
1
OPP
PGAVE 2
a)
SF4:
3 e6 e- + 4*7e- => 34
> trigonalt biipyramidaltt utgangspunnkt
5-kooordinert =>
n som tar m
mer
Ledigg elektronpar i ekvatorriell posisjon
plasss en atomer => bøyer molekylet
m
=>
> sagkrakk
k/
vippehuske m/vvinkler noe mindre ennn i ideell struuktur
H3O+:
6 e- + 3*1e- - 1ee- => 8 e> tetraedriskk utgangspunnkt
4-kooordinert =>
Ledigg elektronopar i ene poosisjonen
=> T
Trigonal py
yramidal m// vinkler no
oe mindre
enn 1109°
IF4-:
7 e- + 4*7e- + 1 e- => 36 e-
3
> oktaedrisk utgangspunnkt.
6-kooordinert =>
Ledigg elektronpar i aksiellee posisjonerr
=> P
Plankvadra
atisk m/vinkkler = 90°
Dipoolmoment: H3O+ og SF4
b)
Ionissering: X(g))  X+(g) + eIonisseringsenerggier øker moot høyre ogg avtar nedovver
Elekttronaffinitett: X(g) + e-  X-(g)
Geneerelt høyest lengst til høøyre
(Svarret finnes også i SI)
c) Avvhengig av hvor mangee C’er som er bundet tiil N’et i denn funksjonellle –NH2-grruppa.
4
OPP
PGAVE 3
aa) Kovalen
nt binding: Elektroner
E
e delt melloom atomenee ved å dannne elektronppar (hvert
er
atom biddrar). Tiltrekkning melloom protonerr og elektronner. Mellom
m ikke-metaalliske
atomer. Eks:
E H2, CO
O2, CO.
Ionebind
ding: Ionefoorbindelser mellom
m
katiioner og aniioner. Valennselektroneene fra
kationet er overført (fullstendigg) til anioneet. Tiltrekninng mellom kationer
k
(m
metalliske)
K sees på som pakkinng av kuler (NB: størreelsen). Esk:
og anionner (ikke-meetalliske). Kan
NaCl, KCl, K2SO4.
m
alle kjernene.
k
Kan
K sees på som
s
Metallbiinding: Valeenselektroneene deles mellom
kationer i en sjø av elektroner. Gjør at de leder
l
strøm og varme godt.
g
Tiltrekkning
k
og elektroner. Eks: Cu, F
Fe, Ag, …
mellom kationer
bb) Elektronnegativitet (E
EN) angir atomets
a
evne til å til å holde
h
på eleektroner (neegativ
ladning). Høy EN øverst
ø
til høyyre i periodesystemet, lav
l nede til venstre. Stoor forskjell
m to atomer i en forbinddelse indikeerer ionebinnding. Liten forskjell
i EN (> 1,5) mellom
b
indikererr kovalent binding.
OPP
PGAVE 4
aa) NH3: Tootalt 8 valennselektroner.
=> tetraeedrisk utganngspunkt
=> ledigg elektronpaar tar mer plass, dvs. H--N-H – vinkkel < 109°
=> Trigoonal pyramiidal m/ H-N
N-H – vinkell < 109° (10
07°)
bb)
5
cc) CH4: ideeelt tetraedeer, bindingsvvinkel 109,55°.
H2O: tetrraedrisk plaassering av 4 elektronpar, bøyd moolekyl, det ikke-binden
i
nde
elektronpparet trengeer større plaass bindingsvinkel mind
dre enn 1099,5°.
BF3: tre elektronparr plassert meed 120° vinnkel, trigonaalt plant molekyl.
p
tisk
XeF4: seeks elektronppar rundt seentralatomeet, oktaedrisk plassert, plankvadrat
molekyl fordi de to frie elektro
onparene plaasseres overr og under molekylplan
m
net.
Bindingssvinkel 90°..
SO2: tre elektronparr rundt sentrralatomet, trrigonal plann geometri, bøyd molekkyl, det
dingsvinkel mindre ennn 120°.
ikke-bindende elekttronparet treenger størree plass, bind
dd)
ee) Vann haar to enkeltbbindinger meellom O og H samt to ledige
l
elekttronpar på O
O.
Elektronnpar krever mer
m plass en
nn bindingeer og disse vil
v skyve bindingene m
mot
hverandrre. Dermed blir vinkeleen mellom H-O-H
H
mindre enn tetrraedervinkellen.
OPP
PGAVE 5
NaCll har ionisk binding ogg eksisterer som
s
et salt uuten diskrette molekyleer.
b
(noee ionekaraktter), dette gir
g et molekyyl med
PCl3 er en væskee med polarr kovalent binding
dipollmoment. Lewisstruktu
L
ur og VSEPR-teori tilsiier tetraedrisk symmetrri med vinkller på litt
minddre enn 109°°, siden det ledige elekktronparet påå P krever større
s
plass enn bindinggene
melloom P og Cl. Molekylfoormen kalles trigonal pyyramide.
..
P
.
..
:C
Cl
... :Cl:
.. :Cl:
..
m kovalennte bindinger i form av Cl2-molekyyler:
Cl2 eer en gass med
omvariant av
a Cl2 og NaaCl, dvs. poolar kovalennt binding. Dipolmomen
D
ntet er
PCl3 er en mello
olekylet konndenserer leettere enn Cl
C 2 og er en væske
v
ved romtempera
r
atur
årsakken til at mo
(Tkokkepunkt=76oC)).
6
OPPGAVE 6
a) Halvreaksjonene på reduksjonsform blir:
E = -0,13 V (Oppgitt i SI CD)
Pb2+ + 2e- = Pb
+
Ag + e
= Ag
E = 0,80 V
Cellereaksjon er frivillig når E > 0. Da er G < 0 siden G = -nFE. Således blir
halvreaksjonene ved elektrodene:
OKS
RED
Pb = Pb2+ + 2eAg + e - = Ag |2
E = 0,13 V
E = 0,80 V
o
2 Ag+ + Pb = 2 Ag + Pb2+
Ecelle
=0.93 V
Cellereaksjonen under standard betingelser blir:
2 Ag+ (aq, 1 M) + Pb (s) = 2 Ag (a) + Pb2+ (aq, 1 M)
Vi skal imidlertid finne cellepotensialet under ikke-standard betingelser (dvs.
[Pb2+] = 0,10 M og [Ag+] = 0,10 M).
(1)
For å finne den korrekte cellereaksjonen under ikke-standard betingelser anvendes
Nernsts ligning på (1) og Ecelle beregnes: (vi ser om Ecelle blir positiv eller negativ.)
é Pb 2+ ù
0, 059
ê
ûú
n = mol elektroner
log ë
2
+
n
é Ag ù
êë
úû
0, 059
0,10
Vi får:
Ecelle = 0,93 log
= 0,90 V
2
0,102
Da Ecelle > 0 er også cellereaksjonen under ikke-standard betingelser lik (1).
Nernsts ligning: Ecelle = E o -
Fra cellereaksjonen følger at elektroner "går" fra Pb-elektroden til Ag-elektroden.
Således blir Ag-elektroden positiv pol.
Vi kan for den oppgitte galvaniske cellen skrive:
Pb|Pb2+(0,10 M)||Ag+(0,10 M)|Ag
b) Når KI settes til AgNO3 (aq) vil AgI (s) utfelles. Vi får reaksjonsligningen
Ag+ (aq) + I- (aq) = AgI (s)
c) Halvcellepotensialet i høyre halvcelle kan fortsatt bli bestemt ut fra halvcelle-reaksjonen
Ag+ + e- = Ag
Cellepotensialet Ecelle kan da gis ut fra Nernsts ligning
Ecelle = E o -
é Pb 2+ ù
0, 059
ê
ûú
log ë
2
+
n
é Ag ù
êë
úû
hvor [Pb2+] = 0,10 M (som tidligere), mens [Ag+] er Ag+-konsentrasjonen etter tilsats av
KI. [Ag+] gis av uttrykket for løselighetsproduktet, Ksp.
7
-17
K
é Ag + ù = sp = 8,3´10 = 4,15´10-15
ëê
ûú é I- ù
0, 020
êë úû
[Ag+] innsatt i Nernsts ligning gir Ecelle.
Ecelle = 0,93 -
0, 059
0,10
= 0,11 V
log
2
2
(4,15´10-15 )
Alternativ løsning:
Den skarpe iakttager vil legge merke til at vi etter tilsats av KI også har AgI (s) og I- i
tillegg til Ag+ til stede i "høyre" halvcelle. Dermed får vi faktisk en alternativ
halvcellereaksjon som på reduksjonsform blir:
AgI (s) + e- = Ag (s) + I-
E = -0,15 V
(oppgitt i SI)
Vi får videre en alternativ cellereaksjon ut fra en tilsvarende betraktning som over.
OKS
RED
Ag + I- = AgI + ePb2+ + 2e- = Pb
| .2
Pb2+ + 2 Ag + 2 I- = Pb + 2 AgI
E = 0,15 V
E = -0,13 V
E = 0,02 V
Anvendes Nernsts ligning på den alternative cellereaksjon (utledet under standard
betingelser) finner vi at Ecelle blir:
0.059
1
0, 059
1
log
log
= 0, 02 = -0,11V
2
2+
2
2
0,10´ 0, 0202
é Pb ù × é I ù
êë
úû êë úû
Dette vil egentlig fortelle oss at etter tilsats av KI vil den virkelige celle-reaksjonen være:
o
Ecelle = Ecelle
-
Pb + 2 AgI = Pb2+ + 2 Ag + 2IHer er Ecelle = 0,11 V (som beregnet over!)
Husk at anvendelsen av Nernsts ligning på en gitt cellereaksjon forteller oss den korrekte
"reaksjonsretning" til cellereaksjonene. Når Ecelle > 0, går alltid celle-reaksjonen fra venstre
til høyre!
Til slutt skal det nevnes at det artige med den alternative løsning for å beregne Ecelle er at
vi ikke trenger å vite løselighetsproduktet til AgI! Faktisk ved å sammenligne de to
løsningsforslag ser vi at vi kan beregne løselighetsproduktet direkte. Således anvendes den
galvaniske celle-type over, i likhet med konsentrasjonsceller, til å bestemme
løselighetsprodukter.