Page 1

REŠITVE

LABORATORIJSKE VAJE ZA KEMIJO V GIMNAZIJI Andrej Godec Nika Cebin Leban ManicaIvan Perdan - Ocepek Marjeta Prašnikar


Rešitve

2

Hitrost kemijskih reakcij Kako hitro poteka reakcija (str. 14) 1. Hitrejša je druga reakcija. Pri prvi reakciji se hitrost zmanjša za 1 mol/L, pri drugi pa za 3 mol/L.

2. Koncentracija amonijaka bi se spremenila za 10 mol/L. 3. Koncentracija reaktantov znaša 2 mol/L. Reaktantov bi zmanjkalo po 50 minutah.

Teorija trkov pri reakciji (str. 16) 1. Aktivacijska energija je najmanjša energija, ki je potrebna, da se reakcija začne.

2. Aktivacijski kompleks je skupek atomov v prehodnem stanju. 3. Hitrejša je reakcija razpada N2O5, ker ima manjšo aktivacijsko energijo.

Vplivi na hitrost reakcije (str. 19) 1. / 2. / 3. Pri višji temperaturi ima več molekul energijo, višjo od EA, zato je reakcija hitrejša.

Kataliza (str. 24) 1. / 2. Ob prisotnosti katalizatorja poteka reakcija hitreje. 3. /

Kemijsko ravnotežje Kaj je kemijsko ravnotežje (str. 38) 1. KC = 5,78 · 107; ravnotežje je pomaknjeno v desno. *2. [Br]r = 0,0295 mol/L; [Br]o = 0,499 mol/L *3. [N2O4]r = 0,0191 mol/L; [NO2]r = 0,00331 mol/L; za 0,001653 mol/L


3

Vplivi na ravnotežje (str. 45) 1. Ravnotežje se pomakne v levo; 0,812 mol/L. 2. Ravnotežje se pomakne v levo v smeri zmanjšanja števila molekul plina. 3. Povišana temperatura pomakne ravnotežje v levo. Če povišamo tlak, se ravnotežje pomakne v desno.

4. Katalizator na položaj ravnotežja ne vpliva. 5. Ker je reakcija pri povišani temperaturi hitrejša.

Ravnotežja v vodnih raztopinah Kisline, baze in soli (str. 56) 1. Elektroliti so običajno ionske oziroma polarne kovalentne spojine, ki v raztaljenem stanju ali v raztopinah prevajajo električni tok. Nosilci električnega toka so pozitivni in negativni ioni. Če snov ne ionizira oziroma ne razpade na ione, jo uvrščamo med neelektrolite.

2. K elektrolitom uvrščamo kisline, baze in soli. 3. Prepoznavanje kislin in baz oz. hidroksidov iz preproste formule je lahko problematično. Večina kislin ima na začetku kemijske formule enega ali več vodikovih atomov, kot so npr. HCl(aq) – klorovodikova kislina, H2SO4(aq) – žveplova(VI) kislina, HNO3 – dušikova(V) kislina. Vendar lahko ocetno kislino zapišemo na dva načina: CH3COOH oziroma HCH3COO. Hidrokside prepoznamo po hidroksidnih skupinah, kot sta npr. NaOH – natrijev hidroksid, Ba(OH)2 – barijev hidroksid.

4. Kislini sta npr. HCl(aq) in CH3COOH(aq), hidroksida pa npr. NaOH(aq) in Ca(OH)2(aq). 5. Ionizacija je proces, pri katerem iz atomov ali molekul nastanejo ioni. Disociacija pomeni razpad večjih molekularnih oziroma ionskih zvrsti v manjše molekularne ali ionske zvrsti. Npr. ionski kristal Na+Cl–6/6(s) v vodi disociira na natrijeve katione in kloridne anione. Natrijevi in kloridni ioni so prisotni že v samem kristalu NaCl. Molekula CH3COOH se v vodi delno ionizira na ione H+(aq) in CH3COO–(aq).

6. Plin amonijak, NH3, se v vodi izredno dobro topi. Ker je v vodi tudi nekaj oksonijevih

ionov, H3O+(aq), se ti vežejo na prosti, nevezni elektronski par na dušikovem atomu in nastane nekaj kationov NH4+. Večina molekul NH3 je v vodi povezana z molekulami vode z medmolekulskimi vezmi (orientacijske sile). Velja empirično pravilo: podobno se topi v podobnem. V našem primeru se polarni topljenec topi v polarnem topilu. NH3(aq) + H+(aq)

NH4+(aq)

7. Močne kisline v vodni raztopini popolnoma razpadejo na ione, šibke kisline pa se v vodni raztopini le deloma ionizirajo.

8. HCl(aq) je primer monoprotonske kisline, H3PO4 pa je primer triprotonske kisline.


Rešitve

4

Ionski produkt vode (str. 60) 1. Ionski produkt vode Kw pri 25 °C je 1,00 · 10–14. Za nevtralno vodo velja: [H3O+] = [OH–]. Zato je [H3O+] = [OH–] = 1,00 · 10–7 mol/L.

2. Ker so vsi elektroliti močne jakosti, pomeni, da so popolnoma disociirani na ione. Velja: Kw = [H3O+] = [OH–] = 1,00 · 10–14. Torej: v 0,25 M HCl je [H3O+] = 0,25 mol/L, [OH–] = 4,00 · 10–14 mol/L; v 0,35 M NaOH je [OH–] = 0,35 mol/L, [H3O+] = 2,86 · 10–14 mol/L; v 0,065 M Ca(OH)2 je [OH–] = 0,130 mol/L in [H3O+] = 7,69 · 10–13 mol/L; v 0,30 M HNO3 je [H3O+] = 0,30 mol/L in [OH–] = 3,33 · 10–14 mol/L.

3. [H3O+] = 0,045 mol/L, [OH–] = 2,22 · 10–13 mol/L 4. Za vodo velja, da je Kw [H3O+] · [OH–] = 1,00 · 10–14. [H3O+] je enaka [OH–] in je

1,00 · 10–7 mol/L. V 1 L vode je torej 1,00 · 10–7 mola ionov H3O+ in 1,00 · 10–7 mola ionov OH–, torej 2,00 · 10–7 mola ionov. Ker pa velja, da je število delcev N = n · NA, izračunamo, da je v 1 L vode skupno število ionov tako: 2,00 · 10–7 mola ionov · 6,02 · 1023 mol–1 = 1,20 · 1017.

5. Dokaz je na str. 58 v učbeniku.

Če narišemo približen diagram Kw v odvisnosti od temperature, ugotovimo, da je vrednost pH nevtralne vode 6,50 med 55 in 65 °C. Pri pH + pOH = 13 je [H3O+] · [OH–] = 10,0 · 10–14.

6. Pri 25 °C je območje vrednosti pH kislin med 0 in 7, baz pa med 14 in 7. 7. S spremembo temperature se spreminja tudi ionski produkt vode, Kw. Vsi pH-metri imajo možnost temperaturne korekcije.

8. Pri vrednosti pH –1 naj bi bila koncentracija oksonijevih ionov monoprotonske kisline

[H3O+] = 10 mol/L. Pri vrednosti pH 15 pa bi bila ustrezna koncentracija hidroksida tudi 10 mol/L. Pri tako visokih koncentracijah je merjenje vrednosti pH zaradi asociacije molekul vprašljivo.


Ravnotežja v vodnih raztopinah

5

9.

Merjenje vrednosti pH (str. 62) 1. Vrednost pH je odvisna od vrednosti ionskega produkta vode, Kw. Ta pa se s temperaturo spreminja.

2. Obstajajo različni postopki merjenja vrednosti pH prsti. Dejansko merimo vrednost pH suspenzije prsti v vodi.

3. Ker je vrednost pH vedno povezana z vodnimi raztopinami, je samo merjenje vrednosti pH kože precej zapleteno. Vendar obstajajo posebni pH-metri, ki izmerijo tudi površinske vrednosti pH kože. Uporabljajo jih v kozmetični industriji.

4. Mravlje izločajo mravljično kislino, HCOOH. Barvilo v cvetu plavice deluje kot indikator.

Reakcije med ioni (str. 66) 1. Do ionske reakcije – reakcije med ioni v vodni raztopini – pride, če nastane iz ionov slabo topna snov, slabo disociirana snov ali lahko hlapna snov.

2. Izloči se slabo topna snov srebrov bromid, AgBr(s). Edina reakcija, ki poteka, je Ag+(aq) + Br–(aq)

AgBr(s).

3. H+(aq) + CH3COO–(aq) +

AgCl(s) – nastane oborina

H2O(l) – nastane slabo disociirana snov

Ag (aq) + Cl (aq) +

HCH3COO(g) – nastane plin

H (aq) + OH (aq)

4. topni fosfati(V): Li3PO4, Na3PO4, K3PO4, Rb3PO4, Cs3PO4, (NH4)3PO4 netopni sulfati(VI): CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4, Hg2SO4, Ag2SO4 netopni kloridi: AgCl, Hg2Cl2, PbCl2

5. Večina kovinskih sulfidov in oksidov je slabo topna, zato obstajajo kot rudnine.

Ravnotežja šibkih kislin in baz v vodnih raztopinah (str. 70) +

] · [X ] 1. Ka(HX) = [H3O[HX]

Kb(MOH) =

[M+] · [OH–] [MOH]


Rešitve

6

2. Najšibkejša izmed kislin v tabeli je jodova(I) kislina, najšibkejša baza pa anilin. 3. Jodova(V) kislina, HIO3, je močnejša od jodove(I) kisline, HIO, enake koncentracije,

ker je Ka(HIO3) bistveno večja od Ka(HIO); Ka(HIO3) = 1,7 · 10–1, Ka (HIO) = 2,3 · 10–11.

4. Vodna raztopina fluorovodikove kisline HF(aq) je šibka kislina (Ka(HF) = 6,7 · 10–4), ker so molekule HF med seboj povezane z močnimi vodikovimi vezmi.

Brønsted-Lowryjeva teorija kislin in baz v vodnih raztopinah (str. 74) 1. a) b)

HX(aq) kislina HX

H+(aq) + X–(aq)

RH + kislina 1

H2O baza 2

M+(aq) + OH–(aq)

MOH(aq) hidroksid MOH –

R baza 1

+

+

H3 O kislina 2

Kislina je donor protonov, baza pa akceptor protonov.

2. a) HBrO/BrO– b) NH3/NH2– c) HS –/S2– č) H3PO4/H2PO4– d) H2PO4–/HPO42– e) H2O/OH–

3. a) NH4+/NH3 b) H3O+/H2O c) HS –/S2– č) PH4+/PH3 d) NH3/NH2– e) H2O/OH–

4.

N2H4 baza 1

+

HCN kislina 1

+

H2PO4 kislina 1

+

HF + kislina 1 F– baza 1

+

HSO4– kislina 2

N2H5+ kislina 1

OH– baza 2

H2O kislina 2

CO32– baza 2 HF baza 2 HSO4– kislina 2

CN– baza 1

+

HPO42– baza 1 H2F+ kislina 2

SO42– baza 2

+

+

HF + kislina 1

+

(v vodi) (v vodi)

HCO3– kislina 2

F– baza1 SO42– baza 2

(v vodi)

(v tekočem HF) (v vodi)


Ravnotežja v vodnih raztopinah

7

Protoliza raztopljenih soli – hidroliza (str. 77) 1. Le nitratni(V) ion, NO3–, v vodni raztopini ne hidrolizira, ker je HNO3 močna kislina in je v vodi popolnoma ionizirana. Preostali ioni hidrolizirajo, ker nastanejo slabo disociirane spojine. HNO2(aq) + OH–(aq)

a) NO2–(aq) + H2O(l) b) CH3NH3+(aq) + H2O(l)

CH3NH2(aq) + H3O+(aq) N2H4(aq) + H3O+(aq)

č) N2H5+(aq) + H2O(l)

2Na+(aq) + CO32–(aq)

2. a) Na2CO3(s)

CO32–(aq) + H2O(l) HCO3–(aq) + OH–(aq) – Zaradi hidrolize nastajajo ioni – OH (aq), torej je to bazična reakcija zaradi presežka ionov OH–. b) KCl(s) K+(aq) + Cl–(aq) – Sol močne kisline in močne baze; ioni ne hidrolizirajo, reakcija je nevtralna. Ca2+(aq) + 2CN–(aq)

c) Ca(CN)2(s)

CN–(aq) + H2O(l) HCN(aq) + OH–(aq) – Zaradi hidrolize nastajajo ioni – OH (aq), torej je to bazična reakcija zaradi presežka ionov OH–. č) NH4Cl(s)

NH4+(aq) + Cl–(aq)

NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) – Zaradi hidrolize nastajajo ioni + H3O (aq), torej je to kisla reakcija zaradi presežka ionov H3O+. d) K2S(s)

2K+(aq) + S2–(aq)

S2–(aq) + H2O(l) HS –(aq) + OH–(aq) – Zaradi hidrolize nastajajo ioni – OH (aq), torej je to bazična reakcija zaradi presežka ionov OH–. e) NaCH3COO(s)

Na+(aq) + CH3COO–(aq)

CH3COO–(aq) + H2O(l) HCH3COO(aq) + OH–(aq) – Zaradi hidrolize – nastajajo ioni OH (aq), torej je to bazična reakcija zaradi presežka ionov OH–. f ) KClO4(s) K+(aq) + ClO4–(aq) – Sol močne kisline in močne baze; ioni ne hidrolizirajo, reakcija je nevtralna. g) NH4CH3COO(s) NH4+(aq) + CH3COO–(aq) – Ker sta Ka(CH3COOH) in Kb(NH3) tako rekoč enaki, je reakcija nevtralna.

3. a) Kb(NH2OH) = 9,09 · 10–9 b) Ka(HClO) = 3,0 · 10–8 Za šibke elektrolite velja: Ka · Kb = Kw = 10–14 pri 25 °C.

Titracija močne kisline z raztopino hidroksida (str. 82) 1. V vzorcu je bilo 0,050 mola NaOH oziroma 2,00 g natrijevega hidroksida. 2. Množinska koncentracija HCl je 1,63 M. 3. Pri titraciji smo porabili 37,5 mL 0,20 M kisline HCl. 4. Pri titraciji smo porabili 75,0 mL 0,20 M kisline HCl.


Rešitve

8

*5. Množinska koncentracija NaOH je 1,08 M. *6. /

Kisline in baze v okolju (str. 86) Naloge lahko uporabite za projektne naloge.

Reakcije oksidacije in redukcije Oksidacija in redukcija (str. 92) 1. +6, +4, –2, + 4 2. Da. Mg2+ + 2e–

oksidacija; Mg je reducent

redukcija; O2 je oksidant

3. Mg

O2 + 4e

2O

4. K2Cr2O7 + 14HCl

3Cl2 + 7H2O + 2CrCl3 + 2KCl

Galvanski členi (str. 99) 1. Zn2+ + 2e– Mg0

Zn0

Mg2+ + 2e–

Zn2+ + Mg0

Zn0 + Mg2+

2. Galvanski člen sestavljata srebrov in bakrov polčlen. Ag+ je oksidant; Cu je reducent.

Elektrokemijska napetostna vrsta (str. 107) 1. Zn2+ < Fe2+ < Co2+ < Sn2+ < H3O+ < Pt2+ < Au2+ 2. Ni2+(aq) + Mn(s)

Mn2+(aq) + Ni(s)

3. Boljši reducent je cink, ker ima nižji standardni elektrodni potencial. 4. Pt(s)|H2(g)|H3O+(aq)||Sn2+(aq)|Sn 5. Ne, ker ima bakrov polčlen višji standardni elektrodni potencial. Cu2+(aq) + Pb(s)

Cu(s) + Pb2+(aq)

Standardna napetost galvanskih členov (str. 110) 1. 1,24 V 2Ag+(aq) + Fe(s) 2Ag+(aq) + 2e– Fe0(s)

Fe2+(aq) + 2Ag(s) 2Ag(s)

Fe2+(aq) + 2e–


9

2. S platinskim. 3. 0,270 V; Pb2+ je oksidant, Cd je reducent.

Elektroliza (str. 112) 1. Galvanski člen: skica v učbeniku na str. 94. Elektrolitska celica: skica v učbeniku na str. 111. Na anodi poteka oksidacija, na katodi pa redukcija.

2. KCl: K in Cl2 NaBr: Na in Br2 Na2O: Na in O2 Ne nastanejo ioni, ker saharoza ni ionska snov.

3. /

Elektroliza vodne raztopine soli (str. 115) 1. Nastaneta H2(g) in Cl2(g). Katoda: 2H2O(l) + 2e– Anoda: 2Cl–(aq)

H2(g) + 2OH–

Cl2(g) + 2e–

2. 96 500 As 3. 3,60 h 4. 2,31 L

Elementi v periodnem sistemu Področja v periodnem sistemu (str. 121) 1. halogeni: fluor, F, klor, Cl, brom, Br, jod, I alkalijske kovine: litij, Li, natrij, Na, kalij, K, rubidij, Rb, cezij, Cs žlahtni plini: helij, He, neon, Ne, argon, Ar, kripton, Kr, ksenon, Xe, radon, Rn

2. Oba sta pri sobni temperaturi molekuli, F2 in Cl2, sta v plinastem agregatnem stanju, sta strupena in reaktivna, sta oksidanta, tvorita soli: fluoride, F–, in kloride, Cl–.

3. BeO, MgO, CaO, SrO, BaO CaO(s) + H2O(l)

Ca(OH)2(aq)

4. žlahtni plini (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), vodik, H2, dušik, N2, kisik, O2, ozon, O3, fluor, F2, klor, Cl2.


Rešitve

10

Področja periodnega sistema (str. 121) 1. vodik, (H 1s1) in helij (He 1s2) 2. a – d, b – č, c – b, č – c, d – a 3. Rb 5s1; Br 4p5; Ti 3d2; Ar 3p6; He 1s2. 4. As 1s22s22p63s23p64s23d104p3 Element arzen, As, je v 4. periodi in v V. skupini ter spada v p-področje.

Razširjenost elementov (str. 132) 1. Najbolj razširjeni kovini na Zemlji sta aluminij, Al, in železo, Fe. 2. / 3. / 4. 91,2 odstotka in 8,7 odstotka vseh atomov na Soncu je vodikovih in helijevih. 5. Tako, da preprečimo dostop kisika, O2, vode, H2O, oziroma, da ne začne potekati

reakcija: Fe Fe2+ + 2e–. To lahko naredimo s plastjo barve (minij, oljnata barva) ali kovinsko prevleko bolj žlahtne kovine (krom). Reakcijo Fe Fe2+ + 2e– preprečimo s katodno zaščito.

6. Najvišje tališče in vrelišče ima volfram, W, 3422 °C in 5555 °C, najnižje tališče in vrelišče pa ima živo srebro, Hg, –39 °C in 357 °C.

7. Najboljši prevodniki električnega toka so srebro, Ag, baker, Cu, in zlato, Au, najslabši prevodniki pa so mangan, Mn, bizmut, Bi, in živo srebro, Hg.

Koordinacijske spojine (str. 134) 1. Koordinacijske ali kompleksne spojine so spojine, v katerih so na centralni kovinski atom ali ion vezani različni ligandi. Ligandi so molekule ali ioni, ki imajo vsaj en prosti nevezni elektronski par.

2. Oktaeder in tetraeder sta dve izmed petih Platonovih teles. Tetraeder ima 4 oglišča, 4 ploskve (enakostranične trikotnike) in 6 robov. Oktaeder ima 6 oglišč, 8 ploskev (enakostranične trikotnike) in 12 robov.

3. Koordinacijska števila so 4, 6 in 6. 4. Molekula NH3 je lahko ligand v koordinacijskih spojinah zaradi enega prostega neveznega elektronskega para.

5. Železov ion v hemoglobinu, magnezijev ion v klorofilu.

/kemija+za+gimnazije+2+resitve+  

http://www.modrijan.si/slv/content/download/5467/62883/version/1/file/kemija+za+gimnazije+2+resitve+internet.pdf