Klassiske kjemi-2-forsøk du kan gjøre med standard skoleutstyr. Kjemi 2 bruker sterkere kjemikalier og oksidasjonsmidler enn kjemi 1, så les farene nøye og følg alltid lærerens sikkerhetsregler. Hvert forsøk har utstyr, farer, vanlige feil og framgangsmåte, pluss et eksempel på hvordan rapporten kan se ut med balanserte reaksjonslikninger og utregninger. Bruk alltid vernebriller og hansker, og arbeid i godt ventilert rom eller avtrekk der det står.
En labrapport følger nesten alltid samme struktur. Under er de faste delene med kort veiledning. I hvert forsøk ser du et konkret eksempel på hvordan delene fylles ut for akkurat det forsøket.
Skriv i én eller to setninger hva du vil finne ut, måle eller påvise, og hvilken sammenheng du undersøker. Formuler det gjerne som et spørsmål du kan teste.
Forklar kort kjemien bak: skriv opp de balanserte reaksjonslikningene, sett opp likevektsuttrykk eller celleuttrykk der det er relevant, definer begrepene du bruker, og si hva du forventer ut fra teorien.
List opp alt utstyr og alle kjemikalier, med konsentrasjoner og mengder der det er relevant. Ta med sikkerhetsutstyr som vernebriller og hansker.
Beskriv hva du gjorde steg for steg, så en annen kan gjenta forsøket. Skriv i fortid, ikke som en kommandoliste.
Før observasjoner og målinger i en tabell med enheter, for eksempel farge, spenning, pH, volum eller masse. Regn ut det du er ute etter, og lag gjerne en graf, for eksempel en titreringskurve, der det gir mening.
Vurder hva som kan ha påvirket resultatet, og om feilen gjør resultatet for høyt eller for lavt. Ikke bare skriv at det kan være feil.
Svar på problemstillingen ut fra observasjonene og tallene dine, sammenlign med det teorien forutsier, og vurder hvor godt forsøket svarte på spørsmålet.
Se hvordan malen fylles ut, med den konkrete vrien, i hvert forsøk under.
Hvordan forskyves likevekten mellom Fe³⁺, SCN⁻ og det blodrøde komplekset når vi endrer konsentrasjon og temperatur?
Hvordan ser titreringskurven ut når vi titrerer eddiksyre med natriumhydroksid, og hvilken pKa-verdi får vi fra halvveispunktet?
Hvilken spenning gir en galvanisk celle med sink og kobber, og hvordan stemmer den med den beregnede standardcellespenningen?
Undersøke hvordan likevekten mellom jern(III)ioner og tiocyanationer forskyves når vi endrer konsentrasjon og temperatur, og se om observasjonene stemmer med Le Chateliers prinsipp.
Likevekten er Fe³⁺(aq) + SCN⁻(aq) ⇌ [FeSCN]²⁺(aq), der komplekset [FeSCN]²⁺ er blodrødt mens Fe³⁺ og SCN⁻ er nesten fargeløse i tynn løsning. Likevektsuttrykket er K = [FeSCN²⁺] / ([Fe³⁺]·[SCN⁻]). Etter Le Chateliers prinsipp vil økt konsentrasjon av Fe³⁺ eller SCN⁻ forskyve likevekten mot høyre og gi mer rødt. Observasjonene tyder på at fremoverreaksjonen er svakt eksoterm, så høyere temperatur forskyver mot venstre og gir lysere farge, mens avkjøling gir dypere rødt.
Referanserøret var blekt rødt. Da vi tilsatte jern(III)nitrat, ble røret klart mørkere rødt, og det samme skjedde da vi tilsatte kaliumtiocyanat. Fortynning med vann ga lysere farge. I det varme vannbadet ble løsningen tydelig lysere, og i isbadet ble den dypere rød enn referansen.
Fargevurdering med øyet er subjektiv, særlig i overgangene. Ulik mengde stamløsning i rørene gir ulik utgangsfarge. Temperaturrørene rakk ikke helt å nå badets temperatur før avlesning.
Mer Fe³⁺ eller SCN⁻ ga mer av det røde komplekset, oppvarming ga lysere og avkjøling dypere farge. Alt stemmer med Le Chateliers prinsipp, og temperaturoppførselen tyder på en svakt eksoterm fremoverreaksjon.
Lage en titreringskurve for eddiksyre titrert med natriumhydroksid, og bestemme pKa for eddiksyre fra halvveispunktet.
Reaksjonen er CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Ved halvveispunktet er halvparten av syra omdannet, slik at [CH₃COOH] = [CH₃COO⁻]. Da forenkles Henderson-Hasselbalch-likningen pH = pKa + log([CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]) til pH = pKa. Ved ekvivalenspunktet er all syre omdannet til acetat, som er en svak base, så pH der er over 7. Tabellverdien for eddiksyre er pKa ≈ 4,76, altså Ka ≈ 1,8·10⁻⁵.
Ekvivalenspunktet, der kurven var brattest, kom ved 24,8 mL base, nær det forventede 25,0 mL for 0,10 M syre. Halvveispunktet ved 12,4 mL ga pH = 4,7, altså pKa ≈ 4,7. Det gir Ka = 10⁻⁴·⁷ ≈ 2·10⁻⁵. Ved ekvivalenspunktet var pH ≈ 8,7, som bekrefter at løsningen var svakt basisk.
For store baseporsjoner nær ekvivalenspunktet gjør avlesningen av det bratte området usikkert. En litt feilkalibrert elektrode forskyver hele kurven. Konsentrasjonen av eddiksyra var bare omtrentlig kjent.
Titreringskurven hadde den forventede formen for en svak syre mot sterk base, med ekvivalenspunkt i det basiske. pKa fra halvveispunktet ble ≈ 4,7, i god overensstemmelse med tabellverdien 4,76.
Hvor godt holder en acetatbuffer pH stabil når vi tilsetter syre eller base, sammenlignet med rent vann?
Lage en acetatbuffer, måle pH, og undersøke hvor godt den motstår pH-endring når vi tilsetter litt syre eller base, sammenlignet med vann.
En buffer inneholder en svak syre og dens korresponderende base, her CH₃COOH og CH₃COO⁻. Tilsatt syre fanges av basen: CH₃COO⁻ + H₃O⁺ → CH₃COOH + H₂O, og tilsatt base fanges av syra: CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O. pH følger Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]). Med like konsentrasjoner blir pH ≈ pKa ≈ 4,76. Vi forventer at bufferen endrer pH langt mindre enn vann ved samme tilsetning.
Bufferen hadde start-pH 4,74, og vannet lå på pH 6,9. Bufferen inneholdt 2,5 mmol eddiksyre og 2,5 mmol acetat, og vi tilsatte 1,0 mmol syre eller base. Etter 1,0 mL 1,0 M saltsyre falt bufferen til pH ≈ 4,39 (forhold 1,5/3,5 i Henderson-Hasselbalch), mens vannet stupte til pH ≈ 1,9. Etter 1,0 mL 1,0 M natriumhydroksid steg bufferen til pH ≈ 5,13 (forhold 3,5/1,5), mens vannet steg til pH ≈ 12,0.
Litt ujevn tilsetning av syre og base gir små avvik. pH-meteret svinger noe før det stabiliserer seg. Vannets start-pH er følsomt for oppløst karbondioksid.
Bufferen endret pH under en halv enhet (fra 4,74 til henholdsvis 4,39 og 5,13), mens vannet endret seg mange pH-enheter ved samme tilsetning. Det bekrefter at acetatbufferen har god bufferkapasitet rundt pKa, slik teorien forutsier.
Bygge en galvanisk celle av sink og kobber, måle cellespenningen og sammenligne med den teoretiske standardcellespenningen.
Sink er et sterkere reduksjonsmiddel enn kobber, så sink oksideres og kobber(II) reduseres. Anode (oksidasjon): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻. Katode (reduksjon): Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s). Total celle: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). Med standardpotensialene E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V og E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V blir E°celle = E°katode - E°anode = 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V. Nernst-likningen E = E° - (0,0592 V / n)·log([Zn²⁺]/[Cu²⁺]) med n = 2 gir E = E° = 1,10 V når begge konsentrasjonene er 1,0 M.
Voltmeteret viste 1,05 V da verdien hadde stabilisert seg, med kobber som plusspol. Det er litt under den teoretiske verdien på 1,10 V. Etter en tid så vi et tynt kobberbelegg bygge seg på katoden.
Indre motstand i cellen og i saltbroen senker den målte spenningen litt. Løsningene var ikke helt nøyaktig 1,0 M. Et lite oksidbelegg på platene kan også gi lavere avlesning.
Den målte cellespenningen på 1,05 V lå nær den beregnede 1,10 V. Avviket skyldes trolig indre motstand og konsentrasjoner som ikke var helt 1,0 M. Forsøket bekrefter at Zn og Cu danner en celle med spenning rundt 1,1 V.
Hva er konsentrasjonen av en kaliumpermanganatløsning, bestemt ved titrering mot oksalsyre av kjent konsentrasjon?
Bestemme konsentrasjonen av en kaliumpermanganatløsning ved redokstitrering mot oksalsyre med kjent konsentrasjon.
Permanganat er oksidasjonsmiddel og oksalsyre reduksjonsmiddel i surt miljø. Halvreaksjoner: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O og H₂C₂O₄ → 2 CO₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻. Samlet: 2 MnO₄⁻(aq) + 5 H₂C₂O₄(aq) + 6 H⁺(aq) → 2 Mn²⁺(aq) + 10 CO₂(g) + 8 H₂O(l). Reaksjonen er selvindikerende: permanganat er fiolett, mens Mn²⁺ er nesten fargeløst, så endepunktet markeres av den første varige rosafargen. Forholdstallet er 2 mol MnO₄⁻ per 5 mol oksalsyre.
Vi pipetterte 25,0 mL 0,0500 M oksalsyre, altså n(H₂C₂O₄) = 0,0250 L · 0,0500 mol/L = 1,25·10⁻³ mol. I snitt brukte vi 20,0 mL permanganat. Fra forholdet er n(MnO₄⁻) = (2/5)·1,25·10⁻³ mol = 5,0·10⁻⁴ mol. Da er c(MnO₄⁻) = 5,0·10⁻⁴ mol / 0,0200 L = 0,025 mol/L.
For lav temperatur i starten gjør at fargen henger igjen og kan feiltolkes som forbi endepunktet. Den mørke menisken er vanskelig å lese nøyaktig. Litt overtitrering gir for høyt volum og dermed for lav beregnet konsentrasjon.
Vi fant c(KMnO₄) ≈ 0,025 mol/L. Titreringene ga godt samsvarende volumer, og den selvindikerende fargeovergangen ga et tydelig endepunkt, så resultatet er pålitelig.
Hvilke gasser dannes ved elektrodene når vi elektrolyserer vann, og i hvilket volumforhold?
Elektrolysere vann, påvise hvilke gasser som dannes ved elektrodene, og bestemme volumforholdet mellom dem.
Ved elektrolyse tvinges en ikke-spontan redoksreaksjon av strømmen. Ved katoden reduseres vann: 2 H₂O(l) + 2 e⁻ → H₂(g) + 2 OH⁻(aq). Ved anoden oksideres vann: 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e⁻. Samlet: 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g). Natriumsulfat gjør vannet ledende uten selv å reagere, i motsetning til klorider, som ville gitt klorgass. Fordi det dannes dobbelt så mange mol hydrogen som oksygen, forventer vi et volumforhold H₂ : O₂ på omtrent 2 : 1. Hydrogen får en fyrstikk til å smelle, og oksygen får en glødende pinne til å blusse opp.
Det boblet tydelig mest ved katoden, som var koblet til minuspolen. Etter en stund var det samlet ca. 20 mL gass ved katoden og ca. 10 mL ved anoden, altså et forhold nær 2 : 1. Gassen fra katoden ga et lite smell med en tent fyrstikk, og gassen fra anoden fikk en glødende pinne til å blusse opp.
Oksygen er litt mer løselig i vann enn hydrogen, så oksygenvolumet blir målt litt for lavt. Noen bobler fester seg til elektrodene. Avlesningen av små volum er unøyaktig.
Vi fikk dobbelt så stort volum hydrogen som oksygen, og gasstestene bekreftet hydrogen ved katoden og oksygen ved anoden. Det stemmer med likningen 2 H₂O → 2 H₂ + O₂.
Hvor mye kobber flyttes fra anode til katode ved elektrolyse av kobbersulfat, og stemmer massen med Faradays lov?
Elektrolysere kobbersulfat med kobberelektroder, måle masseøkningen på katoden, og sammenligne med det Faradays lov forutsier.
Med kobberelektroder løses kobber opp ved anoden og felles ut ved katoden. Anode (oksidasjon): Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2 e⁻. Katode (reduksjon): Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s). Netto flyttes kobber fra anode til katode, mens konsentrasjonen i løsningen holder seg omtrent konstant. Ladningen er Q = I·t. Etter Faradays lov er stoffmengden elektroner n(e⁻) = Q/F, med F = 96 500 C/mol. Siden det trengs 2 mol elektroner per mol kobber, blir massen m = (Q·M) / (n·F), der M(Cu) = 63,5 g/mol og n = 2.
Vi brukte I = 0,50 A i t = 20 min = 1200 s, altså Q = 0,50 A · 1200 s = 600 C. Da er n(e⁻) = 600 C / 96 500 C/mol = 6,22·10⁻³ mol, og n(Cu) = 3,11·10⁻³ mol. Teoretisk masse: m = 3,11·10⁻³ mol · 63,5 g/mol = 0,198 g. Katoden veide 12,412 g før og 12,601 g etter, en økning på 0,189 g. Det er ca. 95 prosent av den teoretiske verdien.
Rester av vann på katoden eller litt løst belegg som faller av, endrer den veide massen. Strømmen var ikke helt konstant i hele forsøket. Litt gassutvikling ved elektroden bruker en liten del av ladningen.
Masseøkningen på 0,189 g lå nær den beregnede 0,198 g fra Faradays lov, med et avvik på rundt fem prosent. Forsøket bekrefter at kobber flyttes fra anode til katode, og at Faradays lov kobler ladning og felt masse godt sammen.