Hei, jeg driver å øver til kjemi eksamen, hvor jeg rett og slett ikke klarer å komme frem til riktig svar.
Her er oppgaven:
En skoleklasse ønsket å lage et enkelt Edison-batteri. Elevene fant fram noe de trodde var rent jern. For å undersøke om det virkelig var jern, løste de opp en liten bit med masse 0,50 g i svovelsyre. Elevene fortynnet denne prøveløsningen til 100 mL. Deretter overførte de 25 mL av løsningen til en erlenmeyerkolbe og titrerte den mot 0,025 mol/L permanganatløsning. Forbruket av titrerløsningen var 17,9 mL.
Var det rent jern elevene hadde funnet? Begrunn svaret ved å vise utregningen.
Rent jern?
Moderatorer: Vektormannen, espen180, Aleks855, Solar Plexsus, Gustav, Nebuchadnezzar, Janhaa
Hei hei.
Jeg driver å lager løsningsforslag for kjemi eksamene. Denne oppgaven er fra V15 og her er mitt forslag.
Før du ser på løsningsforslaget, ber jeg deg om å studere reaksjonslikningene som oppstår, Husk at Fe oksideres. Tenk på en redoksreaksjon hvor [tex]KMnO_4[/tex] er innblandet.
Husk mol forhold.
Dersom du fortsatt står fast, så kan du lese videre. Igjen anbefaler jeg deg å prøve to-tre ganger til før du ser på fasiten.
Når jern løses i $H_2SO_4$ blir $Fe_s$ oksidert til [tex]Fe^{2+}[/tex]
Vår oppgave er å finne en reaksjon mellom $Fe^{2+}$ og $MnO_4^-$
Slår vi opp i kjemi tabellen finner vi disse under "Standard reduksjonspotensial"
Oks: [tex]Fe^{2+}\rightarrow Fe^{3+}+e^-[/tex]
Red: $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$
Prøv nå selv før du leser videre.
Her kan vi med engang se at vi har et $5:1$ forhold, mellom $MnO_4^-$ og $Fe^{2+}$.
Vi regner ut hvor mange mol $MnO_4$ vi har
$n_{MnO_4^-}=c\cdot V=0.025mol/L \cdot 17.9 \cdot10^{-3}L=4.5\cdot10^{-4}mol$
Dette tilsvarer i [tex]Fe^{2+}[/tex] i 25 mL kolben:
[tex]n_{Fe^{2+}}=5 \cdot 4.5 \cdot 10^{-4}mol=2.2 \cdot 10^{-3} mol[/tex]
Da denne løsningen er fortynnet fra en 100 mL til en 25 mL, har vi så 4 ganger mer jern i den opprinnelige løsningen, altså:
$n_{Fe^{2+}}=4\cdot2.2\cdot 10^{-3}mol=9.0\cdot 10^{-3}$
Så i klumpen som har blitt løst i $H_2SO_4$, befant det seg:
$m_{Fe}=m\cdot Mm=9.0\cdot10^{-3}mol \cdot 55.85g/mol=0.50g$
Elevene hadde 100% jern!
Jeg driver å lager løsningsforslag for kjemi eksamene. Denne oppgaven er fra V15 og her er mitt forslag.
Før du ser på løsningsforslaget, ber jeg deg om å studere reaksjonslikningene som oppstår, Husk at Fe oksideres. Tenk på en redoksreaksjon hvor [tex]KMnO_4[/tex] er innblandet.
Husk mol forhold.
Dersom du fortsatt står fast, så kan du lese videre. Igjen anbefaler jeg deg å prøve to-tre ganger til før du ser på fasiten.
Når jern løses i $H_2SO_4$ blir $Fe_s$ oksidert til [tex]Fe^{2+}[/tex]
Vår oppgave er å finne en reaksjon mellom $Fe^{2+}$ og $MnO_4^-$
Slår vi opp i kjemi tabellen finner vi disse under "Standard reduksjonspotensial"
Oks: [tex]Fe^{2+}\rightarrow Fe^{3+}+e^-[/tex]
Red: $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$
Prøv nå selv før du leser videre.
Her kan vi med engang se at vi har et $5:1$ forhold, mellom $MnO_4^-$ og $Fe^{2+}$.
Vi regner ut hvor mange mol $MnO_4$ vi har
$n_{MnO_4^-}=c\cdot V=0.025mol/L \cdot 17.9 \cdot10^{-3}L=4.5\cdot10^{-4}mol$
Dette tilsvarer i [tex]Fe^{2+}[/tex] i 25 mL kolben:
[tex]n_{Fe^{2+}}=5 \cdot 4.5 \cdot 10^{-4}mol=2.2 \cdot 10^{-3} mol[/tex]
Da denne løsningen er fortynnet fra en 100 mL til en 25 mL, har vi så 4 ganger mer jern i den opprinnelige løsningen, altså:
$n_{Fe^{2+}}=4\cdot2.2\cdot 10^{-3}mol=9.0\cdot 10^{-3}$
Så i klumpen som har blitt løst i $H_2SO_4$, befant det seg:
$m_{Fe}=m\cdot Mm=9.0\cdot10^{-3}mol \cdot 55.85g/mol=0.50g$
Elevene hadde 100% jern!