Általános és szervetlen kémia Laborelıkészítı elıadás III. •
Arrhenius sav-bázis elmélete - erős és gyenge savak/bázisok disszociációja - sók előállítása - az Arrhenius-elmélet hiányosságai
•
Brönsted és Lowry sav-bázis elmélete - az oldószer amfotériája - savak és bázisok relatív erőssége - savak-bázis reakciók alaptípusai a Brönsted-elmélet szerint - bórsavak és a bórax szerkezete - szabályos sók előállítási lehetőségei - savanyú sók amfotériája
Arrhenius sav-bázis elmélete (1884) • Sav: hidrogénionra és savmaradékionra disszociál egyértékű, erős sav: egyértékű, gyenge sav: kétértékű, erős sav: kétértékű, gyenge sav: háromértékű, gyenge sav:
HNO3 → H+ + NO3−
HCOOH
H+ + HCOO −
H2SO 4 → 2 H+ + SO 24− H2 S H3PO 4
2 H+ + S 2 − 3 H+ + PO 34−
• Lépcsőzetes disszociáció a kénhidrogén példáján:
H2 S
H+ + HS −
HS −
H+ + S 2 −
1
Pauling-szabály szervetlen oxosavak relatív erősségére O m X(OH)n O m +1X(OH)n− −1 + H+ savanhidrid
m=3
O װ O=Cl–OH װ O
OH ן O=S–OH װ O
O=Cl–OH װ O
OH ן O=S–OH
O=Cl–OH
O=N–OH װ O
:
HO–C–OH װ O
HO–Si–OH װ O
:
OH ן HO–B–OH
OH ן HO–Si–OH ן OH
: Cl–OH :
igen gyenge sav
O=C=O
:
m=0
gyenge sav
O װ O=Mn–OH װ O
:
m=1
erős sav
O O װ װ O=Cl–O–Cl=O װ װ O O
:
m=2
igen erős sav
O װ O=S װ O
Arrhenius-bázisok és anhidridjeik • Bázis: kationra és hidroxidionra disszociál egyértékű, erős bázis: kétértékű, erős bázis: egyértékű, gyenge bázis: kétértékű, gyenge bázis: háromértékű, gyenge bázis: • Bázisanhidrid = fém-oxid: bázisból vízkilépéssel keletkezik
• erős bázisok anhidridjei:
2
Sók előállítása Arrhenius szerint bázis + sav
=
só + víz
• Sóképzés erős bázissal:
• Sóképzés gyenge bázissal:
• Részleges semlegesítés: savanyú só képződése
Az Arrhenius-elmélet hiányosságai • az ammónia vizes oldata bázisos, pedig képletében nincs hidroxidion:
• a bázisok esetén sem mindig a hidroxidion reagál: • a savakból valójában hidratált proton keletkezik, a vízmolekula amfoter
• Miért savas a legtöbb fémsó oldata? Miért lúgos a KCN-oldat?
• sav-bázis reakciók nemvizes oldószerekben (jégecet, folyékony ammónia):
3
Brönsted és Lowry sav-bázis elmélete (1923) • Sav:
H+-t képes leadni (protondonor)
• Bázis: H+-t képes felvenni (protonakceptor)
• Sav-bázis reakció (elvileg mindig
)
Az oldószer központi szerepe savak és bázisok erősségében • Víz autoprotolízise:
H2O + H2O bázis1
H3O + + OH−
sav2
sav1
[H3 O ][OH ] [H2O]2 +
bázis2
−
egyensúlyi állandó:
K =
vízionszorzat:
K v = K [H2O]2 = [H3O + ][OH− ] = 10 −14
[H2O] ≅ 55,5 M
• Savak és konjugált bázisok relatív erőssége (reciprocitás)
HCl + H2O
erős sav
Cl− + H2O
gyenge bázis
Cl− + H3O +
gyenge bázis
HCl + OH− erős sav
4
Brönsted sav-bázis reakciók iránya, a víz amfotériája HA + B erősebb sav1
erősebb bázis2
A−
+
gyengébb bázis1
BH+ gyengébb sav2
H3O+-nál erősebb savak:
H2O-nál gyengébb bázisok:
H3O+-nál gyengébb, H2O-nál erősebb savak:
OH−-nál gyengébb, H2O-nál erősebb bázisok:
H2O-nál gyengébb savak:
OH−-nál erősebb bázisok:
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint I. 1. Erős/gyenge savak/bázisok disszociációja, a víz amfotériája
(ld. előző dia)
2. Közömbösítési („semlegesítési”) reakciók
• Erős sav + erős bázis:
• Gyenge sav + erős bázis:
• Erős sav + gyenge bázis: • Gyenge sav + gyenge bázis: 3. Savak reakciója egymással
5
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint II. 4. Szabályos sók (Arrhenius-sók) reakciója erősebb savval vagy bázissal
• NH4Cl + NaOH:
• KCN + H2CO3:
• NaHCO3 + CH3COOH:
• Na2B4O7 + H2SO4:
Bór-trioxid, bórsavak és a bórax • a különböző víztartalmú bórsavak formális kapcsolata az anhidriddel: ortobórsav
=
2 H3BO 3 + 2 H2O 2 HBO 2
=
H2B 4O7
tetrabórsav
Na 2B 4O7
nátrium tetraborát (bórax)
B 2O3 + 3 H2O
=
B 2O3 +
H2 O
2 B 2O 3 +
H2 O
metabórsav
• az ortobórsav anomális disszociációja (Lewis elmélet):
• ortobórsav előállítása bóraxból (Brönsted):
az instabil tetrabórsav spontán bomlása vizes oldatban:
6
Ortobórsav H3BO3
B O H O H
O B
H O
B
H H
B
H
B
H
H O
O
H
B
O
B
O
O
B H
O
B
O H
O
H B
O
B
O
O
O
O
H
O
O
O
O
H O
O
O B
H
O
H
H
O
H
O
H O
O O
B
H
H
H O
O
O
O H
(HBO2)n
O
H
O H
Metabórsav
H
B
O H
O
B
H
B
H
O H
O H
Tetraborát anion
Metabórsav (HBO2)n
[B4O5(OH)4]2− = [B4O7]2−
H
OH
O
O B O
B
H
OH
O O
O
B O
O O
O
OH
H
O
B
O
H
B
O H
O
H B
O
B
O
O
Bórax:
B O
B
H
B
HO
B
B O
O
O
H
B
O H
O
Na2[B4O5(OH)4] ⋅ 8 H2O Na2B4O7 ⋅ 10 H2O
7
Bórax: Na2B4O7 ⋅ 10 H2O
Death Valley, California
A bórax felhasználása: - mosószerek, szappanok - vízlágyítás - zománcbevonatok, kerámia, boroszilikát üveg készítése - égésgátló
Szabályos sók előállítási módszerei • Arrhenius:
bázis + sav
=
só + víz
• Brönsted:
bázisanhidrid + sav
=
só + víz
• Lewis (Lux):
bázis + savanhidrid
=
só + víz
• Lewis (Lux):
• Brönsted:
bázisanhidrid + savanhidrid = só
gyenge sav sója + erős sav = erős sav sója + gyenge sav
• Redoxireakció:
8
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint III. 5. Savanyú sók anionjainak amfoter (amfiprotikus) viselkedése
• Na2HPO4 disszociációja:
• erősebb savval szemben a hidrogénfoszfát bázisként viselkedik:
• erősebb bázissal szemben a hidrogénfoszfát savként viselkedik:
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint IV. 6. Sók vizes oldatának kémhatása, hidrolízis (= vízzel való kémiai reakció)
A sóoldat kémhatását a disszociációval keletkező ionok hidrolízisre való hajlama, tehát a vízhez mért sav/bázis erőssége szabja meg. • szabályos só vizes oldatának kémhatása semleges is (NaCl),
• savanyú sók vizes oldatának kémhatása lehet savas is (NaH2PO4),
de akár lúgos is (Na2HPO4):
9
Általános és szervetlen kémia Laborelıkészítı elıadás IV. • Ionok egyedi sav-bázis tulajdonságai (hidrolízise) - A hidrolízis visszaszorítása - Hidrolizáló kationt és aniont tartalmazó sóoldatok kémhatása - preparátum: kalcium-hidrogén-foszfát előállítása és tisztaságvizsgálata • Gázhalmazállapot - Tökéletes gázok, gáztörvények - A tökéletes gázok kinetikus elmélete, diffúzió, effúzió - Reális gázok
Ionok egyedi sav-bázis tulajdonságai (hidrolízise) semleges ionok
bázikus ionok
savas ionok
anionok
kationok
• bázikus anionok hidrolízise:
• savas anionok disszociációja (!) • az ammóniumion hidrolízise:
10
Amfiprotikus anionok: hidrolízis vagy disszociáció? • primer foszfátion: hidrolízis:
H2PO −4 + H2O
H3PO 4 + OH−
disszociáció:
H2PO −4 + H2O
HPO 24− + H3O +
• szekunder foszfátion: hidrolízis:
HPO 24− + H2O
H2PO −4 + OH−
disszociáció:
HPO 24− + H2O
PO 34− + H3O +
• tercier foszfátion: nem amfiprotikus, csak lúgos hidrolízis lehetséges:
PO 34− + H2O
HPO 24− + OH−
A hidratált fémionok hidrolízise • kétértékű kationok akvakomplexeinek egylépcsős hidrolízise:
tömör írásmóddal: • háromértékű kationok akvakomplexeinek kétlépcsős hidrolízise:
• a keletkező bázikus sók kiválása gyakorlatilag teljesség teszi a hidrolízist:
11
A hidrolízis visszaszorítása erős savval Az erősen hidrolizáló fémionok sói csak savfelesleg jelenlétében tarthatók oldatban, amely visszaszorítja a hidrolízist. • + HNO3: a hidrolízis visszaszorítása sav-bázis reakcióval:
• + HCl: a hidrolízis visszaszorítását klorokomplex képződése is segíti:
• a vizes hígítás a fenti egyensúlyokat a hidrolízis (csapadékkiválás) irányába tolja el.
Vizes sóoldatok kémhatása (összefoglalás)
anion kation semleges
savasan hidrolizáló
semleges
lúgosan hidrolizáló
savasan hidrolizáló
semleges kémhatás
lúgos kémhatás
savas kémhatás
pH ∼ 7
pH > 7
savas kémhatás pH < 7
anion Kb és kation Ka relatív nagysága dönt
pH < 7 savas kémhatás pH < 7
12
Hidrolizáló kationt és aniont tartalmazó sóoldatok kémhatása • ammónium-formiát:
NH+4 + H2O
HCOO − + H2O
NH3 + H3O +
HCOOH + OH−
• ammónium-acetát:
NH4+ + H2O
CH3 COO − + H2O
NH3 + H3O +
CH3COOH + OH−
• ammónium-cianid:
NH+4 + H2O
NH3 + H3O +
CN− + H2O
HCN + OH−
• ammónium-szulfid:
NH+4 + H2O
NH3 + H3O +
S 2 − + H2 O
HS − + OH−
Általános oldhatósági szabályok Anion
NO ClO Cl − SO 24− HSO −4 − 3 − 4
Általános szabály
Kivételt képző ionok
Minden nitrát vízoldható. A legtöbb fém-perklorát vízoldható. A legtöbb fém-klorid vízoldható. A legtöbb fém-szulfát vízoldható. Minden fém-hidrogén-szulfát oldódik.
K + NH+4 2+ Ag + Pb 2+ Hg2 2+ 2+ 2+ Pb Ba Sr Ca 2 +
PO 34− A legtöbb tercier fém-foszfát oldhatatlan. HPO 24− A legtöbb szekunder fém-foszfát is, H2PO −4
a primer fém-foszfátok már oldódnak.
CO23 − A legtöbb fém-karbonát oldhatatlan, HCO3−
−
− Alkálifémionok, NH4 +
Alkálifémionok, NH4 − +
Alkálifémionok, NH+4
a hidrogén-karbonátok már oldódnak.
−
S 2− HS −
A p- és d-mezőbeli fémekkel csapadék,
s-mező kationjai, NH4
a hidrogén-szulfidok jól oldódnak.
−
OH
A p- és d-mezőbeli fémek hidroxidjai csapadékok. Jegyzet 170. oldal
Alkálifémionok, NR +4
−
+
Ca 2 +
Sr 2 +
Ba 2+
13
A kalcium-hidrogén-foszfát előállítása • főreakció: • zavaró mellékreakcióban (hidrolízis):
• a mellékreakció visszaszorítása foszforsavval:
túlsavanyítás veszélye:
A kalcium-hidrogén-foszfát tisztaságvizsgálata • vizsgálat kloridionokra a főtermék vizes rázadékában (HNO3 közeg):
• vizsgálat tercier kalcium-foszfátra − kihevítés után ezüst-nitráttal: szennyezés:
a főtermék hőbomlása:
14
Gázhalmazállapot: tökéletes gázok, gáztörvények I. • Tökéletes gáz:
- Molekulái között nincs vonzó vagy taszító kölcsönhatás - A molekulák saját térfogata a gáz által betöltötthöz képest elhanyagolható (átlagosan nagy távolságok).
• Állapotjelzők:
Nyomás (p, Pa), térfogat (V, m3), hőmérséklet (T, K), anyagmennyiség (n, mol)
• Gáztörvények: Az állapotjelzők kapcsolatát és a gáz állapotváltozását írják le. • Boyle-Mariotte törvény (1662) izoterm állapotváltozásra (T1 = T2) Állandó hőmérsékleten egy adott mennyiségű gáz térfogata fordítottan arányos a nyomásával: p 1 V∝ p
T2 > T1
p1V1 = p2V2
V
Gáztörvények II. • Charles (1787) / Gay-Lussac törvény: izobár állapotváltozásra (p1 = p2) Állandó nyomáson egy adott mennyiségű gáz térfogata lineárisan nő a hőmérsékletével:
T p2 > p1
V ∝T V1 V2 = T1 T2 Termodinamikai hőmérsékleti skála (Lord Kelvin): T / K = T / oC + 273,15
-273,15 °C
V
• Gay-Lussac II. törvénye: izochor állapotváltozásra (V1 = V2) Állandó térfogaton egy adott mennyiségű gáz nyomása lineárisan nő a hőmérsékletével:
p ∝T p1 p2 = T1 T2
15
Gáztörvények III. • Avogadro tétele (1811)
• Egyesített gáztörvény
• Moláris térfogat
• Gáz sűrűsége
A tökéletes gázok kinetikus elmélete • A modell alapfeltevései: - A nagyszámú, független gázmolekula tökéletesen rugalmasan ütközik egymással és az edény falával. Az ütközések között egyenes vonalú, haladó mozgást végeznek, kiterjedésükhöz (10−9 m) képest nagy távolságokon át (közepes szabad úthossz). - A gázmolekulák átlagos sebessége, v (pontosabban v 2 ) és kinetikus energiája csak a hőmérséklettől függ: Mv 2 (1 mol gázra) Ek = 2
• Az elméletből levezethető eredmény: p=
Mv 2 3V
⇒
pV =
Tapasztalati törvény:
2E k 3
pV = RT 2
Ek =
Mv 3RT = 2 2
A gázmolekulák négyzetes középsebessége:
16
Gázok diffúziója • Diffúzió: egy edényben, ahol kezdetben térben inhomogén koncentrációeloszlás van, a molekulák állandó mozgásának hatására spontán anyagáramlás alakul ki a koncentrációk térbeli kiegyenlítésére. koncentrációgradiens
anyagáramlás
Graham diffúziós törvénye (1832)
• Demonstrációs kísérlet:
NH3 vatta
ammónia és hidrogén-klorid diffúziósebessége
HCl vatta
17
Gázok effúziója • Effúzió: gáz átáramlása egy nagyobb nyomású térrészből egy kisebb nyomású térrészbe (vákuumba) szűk résen vagy porózus rétegen keresztül. • Az A0 területű lyukon időegység alatt kilépő molekulák száma:
pA0 (2πmkT)1/2 • Graham törvénye az effúzióra is érvényes és alapja izotópok gázfázisú elválasztásának, pl.
A gázmolekulák sebességeloszlása E k, i kinetikus energia gyakorisága T hőmérsékleten:
(Maxwell-Boltzmann eloszlás)
Ni e − E k, i / RT = N ∑ e −E k, j / RT j
• Legvalószínűbb sebesség: 3RT M
v2 =
• Átlagsebesség: v=
8RT πM
18
Gázelegyek • G számú tökéletes gázból álló elegy össz-anyagmennyisége:
n1 + n2 + ... + nG = ∑ ni = n n xi = i n
• az egyes gázok móltörtjei:
• az egyes gázok parciális nyomása:
pi = ni
i
x1 + x 2 + ... + xG = ∑ x i = 1 i
a gázelegy össznyomása:
RT V
p=n
RT V
• az össznyomás a parciális nyomások összege (Dalton-törvény)
∑ p = ∑ n i
i
i
i
RT RT = V V
∑n i
i
=
RT n=p V
• gázelegy átlagos moláris tömege:
M = M1x1 + M 2 x 2 + ... + M 2 xG = ∑ M i x i i
• gázelegyek esetén a térfogattört (V/V%) és a móltört (n/n%) azonos számértékűek
Reális gázok • Az ideális gáz tulajdonságai még függetlenek az anyagi minőségtől. • Nagyobb nyomáson, illetve alacsonyabb hőmérsékleten, ahogyan a gáz egyre közelebb kerül a cseppfolyósodáshoz, a gáz viselkedése már nem követi a tökéletes gáz állapotegyenletét:
19
Általános és szervetlen kémia Laborelıkészítı elıadás V.
• A redoxireakciók bevezetése - A legfontosabb oxidáló és redukálószerek - A spontán lejátszódó redoxireakciók
(Ideális gázokkal kapcsolatos számítási feladatok)
Oxidációs szám, redoxireakciók • Elektronegativitás:
a kémiai kötésben levő atom elektronvonzó képessége
• Oxidációs szám: a kovalens kötést alkotó elektronpár(oka)t gondolatban a nagyobb elektronegativitású atomhoz rendeljük. ⇒ az elemi állapotúnál több elektront tartalmazó atom negatív, a másik pozitív (formális) töltésre tesz szert, ez az oxidációs szám. az oxidációs szám megállapításának szabályai, gyakorló feladatok: jegyzet 110-115. oldal ! • Redukció:
elektronfelvétel (oxidációs szám csökken)
• Oxidáció:
elektronleadás (oxidációs szám nő)
• Redoxireakció: elektronátmenet két redoxipár oxidált és redukált formája között
20
Redukáló- és oxidálószerek relatív erőssége • Redoxirendszerek relatív erősségének megítéléséhez az összes redoxifolyamatot a redukció irányába írjuk fel.
F2 + 2 e−
2 F−
E°(F2/F−) = +2,87 V
Cl2 + 2 e−
2 Cl−
E°(Cl2/Cl−) = +1,36 V
Br2 + 2 e−
2 Br−
E°(Br2/Br−) = +1,07 V
I2 + 2 e−
2 I−
E°(I2/I−) = +0,54 V
2 H+ + 2 e−
H2
E°(H+/H2) = 0 V
Zn2+ + 2 e−
Zn
E°(Zn2+/Zn) = −0,76 V
Mg2+ + 2 e−
Mg
E°(Mg2+/Mg) = −2,36 V
• Az elemek redoxitulajdonságait (oxidálóképességét) számszerűen az E°standard elektródpotenciállal jellemezzük.
A legfontosabb oxidálószerek I. oxidált forma
F2
elektronfelvétel
+ 2
e−
Cl2, Br2 (I2) OCl−
2 F− 2 Cl−, 2 Br− (2 I−)
+ H2O + 2 e−
OBr−, OI− ClO−3
redukált termék
Cl− + 2 OH− Br−, I−
+ 6 H+ + 2 e−
BrO−3, IO3−
Cl− + 3 H2O Br−, I−
MnO4−
+ 8 H+ + 5 e−
Mn2+ + 4 H2O
MnO4−
+ 2 H2O + 3 e−
MnO2 + 4 OH−
−
MnO4
+ e−
2−
MnO4
• Az elemi formát nem tartalmazó redoxirendszerek erősségét az E°standard redoxipotenciállal jellemezzük (máshogy kell mérni, de az elemek standardpotenciáljával közös skála).
21
A legfontosabb oxidálószerek II. oxidált forma
elektronfelvétel
2−
redukált termék
Cr2O7
+ 14 H+ + 6 e−
Cr3+ + 7 H2O
CrO42−
+ 4 H2O + 3 e−
[Cr(OH)4]− + 4 OH−
H2O2
+ 2 e−
2 OH−
O2
+ 4 H+
+ 4 e−
2 H2O
MnO2
+ 4 H+
+ 2 e−
Mn2+ + 2 H2O
PbO2
Pb2+
cc. salétromsav: NO3− + 2 H+ + e−
NO2 + H2O
cc. kénsav:
SO42− + 4 H+ + 2 e−
SO2 + 2 H2O
Ce4+
+ e−
Ce3+
Fe3+
+ e−
Fe2+
A legfontosabb redukálószerek redukált forma
elektronleadás
oxidált termék
Zn és az összes E°< 0 fém
2
e−
+
Zn2+
H2 (g)
2 e−
+
2 H+
H2S (g) S2−
2 e−
+
S + S
SO2 (g) + 2 H2O
2 e−
+
SO42− +
SO32−
2 e−
+
SO4
+ 2 OH−
2−
2 H+
+
4 H+ H2O
C vagy CO
CO2
[SnCl4]2− + 2 Cl−
2 e−
+
[SnCl6]2−
[Sn(OH)4]2− + 2 OH−
2 e−
+
[Sn(OH)6]2−
e−
+
I2
2 e−
+
O2
2
I−
H2O2
2
+ 2 H+
22
Spontán lejátszódó redoxireakciók I. Fémek reakciója egymással • A fémek elektrokémiai („jellemerősségi”) sora növekvő E°szerint (részlet): K < Ca < Na < Mg < Al < Mn < Zn < Cr < Fe < Co < Ni < Sn < Pb < H2 < Cu < Ag < Hg
Cu2+ + Zn
Zn2+ + Cu
Cu2+ + Fe
Fe2+ + Cu
Cu2+ + Ag
Ag+ + Cu
Cu2+ + Hg
Hg2+ + Cu
Al3+ +
Fe2+ + Al
Fe
Spontán lejátszódó redoxireakciók II. Fémek oldódása savakban K < Ca < Na < Mg < Al < Mn < Zn < Cr < Fe < Co < Ni < Sn < Pb < H2 < Cu < Ag < Hg
• Fémoldódás oxidáló savakban: cc. (63 m/m%) HNO3:
30 m/m% HNO3: cc. kénsav:
23
Spontán lejátszódó redoxireakciók III. Halogénvegyületek reakciói −
−
−
+1,20
+1,21
−
I2/I− < Br2/Br− < IO3/I2 < ClO4/ClO3 < Cl2/Cl− < BrO3/Br2 < F2/F− E°(V): +0,54
+1,07
2 Cl−
I2
+
+
Br2
+1,36
Cl2
−
+
IO3
+
−
Br−
+2,87
2 Br−
−
Cl2
ClO4 +
+1,48
ClO3
Cl−
+
Br2
Spontán lejátszódó redoxireakciók IV. I2/I− E°(V):
<
Fe3+/Fe2+
<
Br2/Br− +1,07
<
Cl2/Cl−
+0,54
+0,77
+1,36
2 Fe2+
+
Cl2
2 Fe3+
+ 2 Cl−
2 Fe2+
+
Br2
2 Fe3+
+ 2 Br−
2 Fe2+
+
I2
2 Fe3+
+ 2 I−
24
Ideális gázokkal kapcsolatos számítási feladatok P1. Egy 22 °C-os laboratóriumban 2 bar a nyomás a 20 literes argonpalackban. Mekkora tömegű gázt használtunk el a munka során, ha a kültéri tárolóba (30 °C) visszavitt palackon 0,3 bar nyomás olvasható le? A(Ar) = 40 g/mol
m = 1,39 mol ⋅ 40 g/mol = 55,6 g argont használtunk el.
25
P2. Egy tó fenekéről (10 m mélyről; 8 °C) levegőbuborék száll fel a felszínre, ahol 984 hPa légköri nyomás és 24 °C uralkodik. Hányszorosára változik a buborék térfogata? A víz átlagsűrűsége 1 g/cm3; g = 9,81 m/s2
= 2,13
P3. A száraz levegő összetétele (V/V%): 78% N2, 21% O2, 0,4% CO2, ... Mekkora a levegő átlagos moláris tömege és mekkora standardállapotban a főkomponensek parciális nyomása? A tengerben egy adott mélységben 5 bar a nyomás. Milyen összetételű gázkeverék legyen a búvár palackjában, hogy benne az oxigén parciális nyomása megegyezzen a felszínivel?
tehát 4,2 V/V % O 2 tartalmú keveréket kell beállítani.
26
P4. Felületén részlegesen oxidálódott alumíniumfólia 0,100 g-os darabját fölös sósavban oldjuk: 2 Al + 6 HCl = AlCl3 + 3 H2 és a keletkező hidrogéngázt víz felett gyűjtük össze. Hány % fémet tartalmazott a minta, ha a 27,0 °C-os laborban, 752,0 Hgmm külső nyomás mellett 84,7 cm3 hidrogén fejlődött? A(Al) = 27,0 g/mol; a vízgőz tenziója ezen a hőfokon 3,6 kPa.
tehát 59,1 m/m% fémet tartalmaz az Al-fólia.
27
