Fasit

Kjemien stemmer Forkurs

Kapittel 1 Kjemiens egenart 1.1 a) 3, b) 5 og c) 2 1.2 a) et elektronpar b) tiltrekningskrefter mellom positive og negative ioner c) et elektronpar 1.3 a) Antall protoner i atomkjernen. 1 b) Summen av antall protoner og nøytroner i atomkjernen. 2 1.4 a) Flere naturlig forekommende isotoper av kobber. b) Nær 56 u fordi den alt overveiende delen av isotopene er jern-56. Noe mindre enn 56 fordi forekomsten av jern-54 er større enn forekomsten av jern-57 og jern-58. 1.5 Ion nr. 1 2 3 4 5 6 Ioneladning 2+ 3- 1- 2+ 3+ 1+ Antall protoner 12 15 35 29 26 19 Antall nøytroner 12 16 45 34 30 20 Antall elektroner 10 18 36 27 23 18 Atomnummer 12 15 35 29 26 19 Nukleontall 24 31 80 63 56 39 Ioneformel Mg2+ P3− Br− Cu2+ Fe3+ K+ 1.6 a) Atomer med like mange protoner, men ulikt antall nøytroner b) Samme antall protoner i kjernene. Forskjellig antall nøytroner. 1.7 a) p+ = 36, n = 48, e− = 36 b) p+ = 11, n = 12, e− = 11 c) p+ = 11, n = 12, e− = 10

1.8 Atom Totalt antall

elektroner Antall elektroner i skall K L M N

Antall ytterelektroner

Gruppe

a - C 6 2 4 4 14 b - Cl 17 2 8 7 7 17 c - Na 11 2 8 1 1 1 d - Ca 20 2 8 8 2 2 2 e - Ga 31 2 8 18 3 3 13 1.9 a) 26: atomnummer 26, altså 26 protoner i atomkjernen, 56: nukleontall altså 56 protoner og nøytroner til sammen b) 2 atomer O og 2 atomer H i formelenheten c) 4 oksygenmolekyler med 2 O-atomer i hvert molekyl d) 3 O-atomer og ioneladningen er 2 (minus 2) 1.10 Alle indekser skal oppgis i navn på forbindelser av to ikke-metaller (unntak: mono- brukes bare for siste grunnstoff): a) nitrogendioksid b) dijodpentaoksid c) dihydrogensulfid d) svovelheksafluorid e) karbonmonoksid (mono- forkortes til mon- før oksid) 1.11 a) BN b) O3 c) Cl2O7 d) XeF6 e) P4O10 1.12 a) I gruppe 3–12 (innskuddsgrunnstoffene) unntatt sinkion (Zn2+) og sølvion (Ag+) og dessuten (langt) nede i gruppe 13–16, for eksempel Pb4+ eller Pb2+ b) i) kobber(I)ion ii) strontiumion iii) litiumion iv) sølvion v) bly(II)ion

vi) aluminiumion vii) tinn(IV)ion

1.13 Ladningen på ioner av metaller i gruppe 1 er 1+, gruppe 2 er 2+ og for Al er ladningen 3+: a) Na+ + F– b) Ca2+ + 2Cl– c) 2Al3+ + 3O2– d) 3Mg2+ + 2N3– Ladningen for et annet metallion finnes av det negative ionet i saltformelen: e) Formelenheten CuCl2 har 2Cl–(Cl i gruppe 17: Cl–), derfor må Cu ha ladningen 2+: Cu2+

+ 2Cl–. f) I formelenheten Cr2O3 er det 3O2– (O i gruppe 16: O2–), og da må hvert positive ion ha

ladningen 3+: Cr3+. Ionene fra saltet er 2Cr3+ + 3O2–. 1.14 I en forbindelse mellom et metall og et ikke-metall blir navnet på det positive ionet og på det negative ionet oppgitt. Vi oppgir ikke antall ioner av hvert slag i formelen: a) natriumfluorid b) kalsiumklorid c) aluminiumoksid d) magnesiumnitrid e) kobber(II)klorid f) krom(III)oksid 1.15 a) CaF2 b) HgCl2 c) Al2S3 d) PbO2 1.16 Ladningen på det negative ionet regnet ut fra antall H+ som det er sammen med i syren: a) Det negative ionet SO4

2– må ha 2– ladninger ut fra H2SO4. Ionene blir: 2Na+ + SO42–

b) Cu2+ + 2NO3–

c) Ni3+ + 3OH– d) Ca2+ + 2ClO3

– e) Na+ + HCO3

– Salter får navn etter ionene i saltet. Man oppgir ikke antallet av hver type ion:

a) natriumsulfat b) kobber(II)nitrat c) nikkel(III)hydroksid d) kalsiumklorat e) natriumhydrogenkarbonat

2.1 Kapittel 2 Bindinger, oppbygning og egenskaper a) Se side 30 b) C, N, O, F 2.2 Antall ytterelektroner som kan avgis fra hvert atom er henholdsvis 1, 2, og 3. Ionene er Na+, Mg2+ og Al3+. 2.3 a) elektronprikkstruktur b) 1 ytterelektron c) Alle atompartiklene unntatt ytterelektronet (11 protoner, 12 nøytroner og 10 elektroner). 2.4 Sett inn alt fra fasiten her – ikke bare figuren. Pass på siste utgave som er riktig, (feil tidligere) <figur fra Kjemien stemmer 2KJ studiebok, s. 146, oppgave 3.10> 2.5 (Det mest negative atomet (δ-), står lengst mot høyre i en periode , eller øverst i en gruppe.) a) (δ+)N - O(δ-) b) (δ+)B - N(δ-) c) (δ-)S - H(δ+) d) (δ+)Br - Cl(δ-) 2.6 a) gruppe 13–17 b) gruppe 1–13 og langt nede i gruppe 14–16 c) gruppe 13–17 2.7 Ionebinding: a, d og f; polar kovalent: c; upolar kovalent: b og e. 2.8 a) 3 og 5, b) 5, c) 4, d) 1, e) 2 2.9 a) ionebinding b) metallbinding c) (polar) kovalent binding d) hydrogenbinding 2.10 a) C, D og E er grunnstoffer, og A og B er kjemiske forbindelser b) B: XY, C:X, D: X8 c) E, d) A og C, e) D, f) B og E g) B, h) B. 2.11 Lettløselige: a), b), c). Tungt løselig: e). Uløselig: d), f). a) K2SO4, b) (NH4) 2CO3, c) Cu(NO3)2, d) AgCl, e) PbCl2, f) BaSO4.

Kapittel 3 Stoffmengde og konsentrasjon 3.1 a) mol b) 5 mol 3.2 a) 2,26 • 1024 b) 3,79 • 1024 c) 1,8 • 1025 3.3 a) 180,2 u b) 180,2 g c) 180,2 g/mol 3.4 a) 28,01 g/mol b) 114,2 g/mol c) 310,2 g/mol d) 375,2 g/mol 3.5 40 % 3.6 a) 100 g b) 204 g 3.7 a) 0,41 g b) 9,0 g c) Hydrogengass (tetthet 0,082 g/L) har lavere tetthet enn luft, mens ballongen med karbondioksidgass (tetthet 1,8 g/L) har høyere tetthet enn luft. 3.8 urea, 47 % 3.9 a) i) NO2 ii) N2O4 b) Beklager: Det er feil i oppgaven i boken. Det skulle stått 8,16 % H (ikke 8,16 % O). C3H6O2 3.10 3,25 masseprosent 3.11 0,23 g

3.12 a) Stoffmengde (n) b) Masse (m) c) Volum (V) d) Molar masse (M) e) Konsentrasjon (c) 3.13 a) 4,0 mol b) 0,001 mol 3.14 a) 29 g b) 570 g 3.15 1,00 M 3.16 5,00 M 3.17 Ca2+: 0,04 mol/L; Cl−: 0,08 mol/L 3.18 0,17 L

Kapittel 4 Stoffer reagerer 4.1 I svaret er kjemisk reaksjon forkortet KR og fysisk forandring FF. Noen av situasjonene ligger i grenselandet og kan være begge deler, avhengig av hvordan KR og FF defineres. a) KR og FF (en «oppløsningsreaksjon», men dampes vannet av, får man igjen koksalt)

b) KR c) KR d) KR e) KR f) KR og FF g) KR h) FF i) FF 4.2 a) Ca(s) + H2O(l) → H2(g) + Ca(OH)2(aq) b) FeCl2(s) + Cl2(g) → FeCl3(s) c) Al(s) + O2(g) → Al2O3(s) 4.3 a) Ca(s) + 2H2O(l) → H2(g) + Ca(OH)2(aq) b) 2FeCl2(s) + Cl2(g) → 2FeCl3(s) c) 4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) 4.4 a) 6 molekyler b) 1,5 mol c) 1 L 4.5 a) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) b) O2 er i overskudd, 20 H2O-molekyler c) 4,0 mol d) 9,0 kg 4.6 4CuO(s) + CH4(g) → 4Cu(s) + CO2(g) + 2H2O(g) 4.7 a) FeCr2O4(s) + 4C(s) → Fe(s) + 2Cr(s) + 4CO(g) b) 465 kg c) 43 % 4.8 a) En eksoterm reaksjon med oksygen der produktet ikke kan oksideres videre. Karbondioksid

og vann. b) En eksoterm reaksjon med oksygen der produktet kan brenne videre. Karbondioksid,

karbonmonoksid, vann, sot og PAH (polysykliske aromatiske hydrokarboner). c) Det er mest lønnsomt å få alt forbrent slik at maksimal energi frigjøres. Mindre

forurensning. 4.9 Rekkefølgen blir: iii>ii>iv>i>v.

Kapittel 5 Reaksjonsfart og likevekt 5.1 a) A: eksoterm, B: endoterm b) B har lavest aktiveringsenergi 5.2 a) Gir stor overflate for luftas oksygen å reagere på (stor konsentrasjon) b) Reaksjonshastigheten øker med temperaturen c) Åpen trekk gir størst konsentrasjon av oksygen 5.3 Tilsette så mye sukker i vannet at ikke alt løses ved den bestemte temperaturen. 5.4 Likevekten forskyves a) mot høyre, b) mot venstre, c) mot venstre, d) ikke, e) mot høyre, f)

ikke. 5.5 a) 2 b) 1 c) 4 d) 1 5.6 Her oppgis bare benevningene: a) (mol/L)–1 b) ingen benevning 5.7 Må settes med brøkstrek og K da rett ut for likhetstegnet og streken. a) K= [NH3]2 [N2] • [H2]3 b) 2,09 (mol/L)–2

Kapittel 6 Syrer og baser 6.1 a)i) En syre er en partikkel eller et stoff som kan avgi H+ ii) En base er en partikkel eller et stoff som kan motta H+ b) i) H3O+; ii) OH–

c) i) En enprotisk syre er en partikkel som bare kan avgi en H+ for eksempel HCl ii) En toprotisk syre er en partikkel som bare kan avgi to H+ f. eks. H2SO4 6.2 a) Sterk syre: HCl. Svak syre: CH3COOH. En syre klassifiseres som sterk syre hvis nærmere 100 % av syrepartiklene avgir H+ til

vann, og som svak syre hvis syren i liten grad avgir H+ til vann. b) Syrestyrke uttrykker i hvilken grad syren avgir H+ til vannmolekyler, mens

konsentrasjon er et uttrykk for fortynningsgrad. c) Sterke syrer reagerer tilnærmet fullstendig med vann, og protolysegraden er tilnærmet

100 %. Da er det ikke noe poeng i å oppgi Ka, som er uendelig stor. d) Sterk syre har relativt høy elektrisk ledningsevne sammenliknet med samme

konsentrasjon av en svak syre. 6.3 Må settes med brøkstrek og Ka da rett ut for likhetstegnet og streken. a) Ka = [CN–] • [ H3O+] [HCN] b) [HCN] >> [CN–] 6.4 Sterk base: OH–, O2– Svak base: NH3 6.5 a) i) 0,42 %, ii) 1,3 %, iii) 4,2 % b) For en svak base vil protolysegraden i prosent øke når konsentrasjonen avtar. 6.6 a) I rent vann er teoretisk sett OH–-konsentrasjonen i utgangspunktet 1,00 • 10–7 mol/L.

Ved å tilsette OH–-ioner til vannet (som KOH) blir [OH–] > 1,00 • 10–7 mol/L b) [H3O+] • [OH–] = 1,00 • 10–14 (mol/L)2. c) [OH–] = 1,00 • 10–2 mol/L, løsningen er basisk d) Nei, fordi alle vannløsninger inneholder både H3O+-ioner og OH–-ioner, men her er

[H3O+]>> [OH–]. 6.7 a) [H3O+] = 10−pH og pH= −log[H3O+] b) i) [H3O+] = 10−pH, pH=3, ii) pH= −log[H3O+]= −log [2 • 10−3]=2,7 c) 1 • 10−5

6.8 a) pH = 4 b) pH = 2 c) pH = 7 6.9 a) 1,3 b) 2,3 c) 11,0 6.10 a) 1·10−9 mol/L b) 7,9·10−6 mol/L c) 1·10−11 mol/L 6.11 [OH–] = 0,020 mol/L [Ca2+] = 0,010 mol/L 6.12 a) nøytral, KCl → K+ + Cl–

b) sur, NH4NO3 → NH4+ + NO3

– c) basisk, Na3PO4 → 3Na+ + PO4

3− d) sur, NaH2PO4 → Na+ + H2PO4

− 6.13 a) 0,300 M b) 0,150 M 6.14 a) CO2(g) i lufta løses i vannet. b) Tap av et surt oksid fører til at blodet blir mer basisk. 6.15 a) uforandret b) øker c) uforandret d) avtar

Kapittel 7 Redoksreaksjoner 7.1 a) CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(g) b) CuO(s) er svart, Cu(s) er rødbrunt, H2O(g) vil kondensere på glassrøret c) reduksjon d) hydrogengass er reduksjonsmidlet og blir selv oksidert 7.2 a) Al → Al3+ + 3e−(oks.), Cl2 + 2e− → 2Cl−(red.) b) (2Al + 3Cl2 → 2Al3+ + 6Cl−, 2Al(s) + 3Cl2(g) → 2AlCl3(s) c) Oksidasjonstallet til Al øker fra 0 til +III, oksidasjonstallet til Cl minker fra 0 til –I. 7.3 a) + VI b) + IV c) 0 d) + IV e) + II f) – II 7.4 a) Li → Li + e− (oks.) og Cl2 + 2 e− → 2Cl− (red.) b) Oksidasjonstallet til S både minker og øker i reaksjonen: Det er –II i H2S og +IV i SO2,

og det endres til 0 i S. c) 2 elektroner avgis fra Cu til 2Ag+ d) Ingen redoksreaksjon, men en fellingsreaksjon e) En syrebasereaksjon, ingen endringer i oksidasjonstallene 7.5 a) sølv og platina b) Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+(aq) + Cu(s) c) Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) eller Fe(s) + Cu2+(aq) + SO4

2− (aq) → Fe2+(aq) + SO4

2−(aq) + Cu(s) d) Den blå Cu2+-løsningen avfarges, og rød-svart kobber dannes på jernstaven. 7.6 a) jern, aluminium, bly og tinn b) 2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) c) 2Al(s) + 6H+(aq) → 2Al3+(aq) + 3H2(g) eller 2Al(s) + 6H3O+(aq) → 2Al3+(aq) + 3H2(g) + 6H2O(l) d) Det bruser så en gass blir utviklet, metallbiten forsvinner etter hvert. 7.7 a) i) Mg ii) Ag iii) H2 iv) Zn b) i) Mg2+ ii) Ag+ iii) H+ iv) Zn2+ c) 2 elektroner: Mg → Mg2+ + 2e− d) ii) Ag → Ag+ + e− iii) H2 → 2H+ + 2e− iv) Zn → Zn2+ + 2e−

7.8 B 7.9 a) Fe → Fe2+ + 2e−, O2 + 2H2O + 4e− → 4OH−, 2Fe(s) + O2(aq) + 2H2O(l) → 2Fe(OH)2(s) b) 4Fe(OH)2(s) + O2(aq) + 2H2O(l) → 4Fe(OH)3(s) c) Jern(II)forbindelser er grønnaktige, jern(III)forbindelser er gulbrune. 7.10 Messing- eller kobberspiker 7.11 a ) 2Al(s) + 3Cl2(g) → 2AlCl3(s) b) 2PbS(s) + 3O2(g) → 2PbO(s) + 2SO2(g) c) 2I−(aq) + ClO−(aq) + 2H+(aq) → I2(aq) + Cl−(aq) + H2O(aq) d) 5Fe2+(aq) + MnO4

−(aq) + 8H+(aq) → 5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O(l)