a kÉmiai egyensÚly
DESCRIPTION
A KÉMIAI EGYENSÚLY. A REAKCIÓK MEGFORDÍTHATÓK. Tehát nem játszódnak le végig, egyensúly alakul ki a REAKTÁNSOK és a TERMÉKEK között. Egyensúlyban a termékekhez vezető ( ) és az ellentétes irányú ( ) REAKCIÓ SEBESSÉGE AZONOS, a rendszer összetételében változás nem következik be. - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
A KÉMIAI EGYENSÚLY
A REAKCIÓK MEGFORDÍTHATÓK. Tehát nem játszódnak le végig, egyensúly alakul ki a REAKTÁNSOK és a TERMÉKEK között.
CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)
[mol] H2 CO egyensúlyi mennyiségek CH4+H2O
idő
Egyensúlyban a termékekhez vezető () és az ellentétes irányú () REAKCIÓ SEBESSÉGE AZONOS, a rendszer összetételében változás nem következik be.
AZ EGYENSÚLYI ÁLLANDÓ (Ke)
a A + b B c C + d D általános reakcióra
K
[C] [D][A] [B]c
T
c d
a b
[egyensúlyi koncentrációkkal]
- Kp gázegyensúlyok esetén (pl. metánozási reakció)
K
p p
p pp
(CH ) (H O)
(CO) (H )
3
4 2
2
egyensúlyi parciális nyomásokkal
A Kc és a Kp értéke nem azonos: [ ] = n/V = p / RT
Kp = Kc (RT) n
n a (termék – reaktáns) sztöchiometriai együtthatók különbsége
HETEROGÉN EGYENSÚLYOK (legalább két különböző fázisban homogén egyensúly egyetlen fázisban)
pl. az izzó vas és a vízgőz reakciója
3 Fe(sz) + 4 H2O(g) Fe3O4(sz) + 4 H2(g) Nem vesszük figyelembe a szilárd vagy folyadék fázisú komponenseket
(koncentrációjuk állandó!)
K[H ]
[H O]c
2
4
2
4
A REAKCIÓHÁNYADOS (a reakció irányának előrejelzésére)
Q[CH ][H O][CO][H ]
4 2
2
3
a pillanatnyi koncentrációkkal
ha Q > Kc a reakció visszafelé játszódik le gyorsabban Q = Kc éppen egyensúlyban van (azonos sebességek) Q < Kc a termékképződés irányában gyorsabb
AZ EGYENSÚLYT BEFOLYÁSOLÓ TÉNYEZŐK
A Le Chatelier elv (a legkisebb kényszer elve) alkalmazásával: ha egy reakciófeltételt megváltoztatunk, az a folyamat gyorsul fel, amelyik a reakciófeltétel megváltozását mérsékeli. Lehetőségek: 1. Reaktánsok hozzáadása, termékek elvétele 2. Hőmérséklet megváltoztatása (endoterm, exoterm)
CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g) H = - 206,2 kJ
3. Nyomás megváltoztatása (ha a reakció mólszám csökkenéssel, vagy növekedéssel jár) 4. Katalizátor alkalmazása (az egyensúlyi helyzetet nem, csak a
reakció sebességét változtatja meg) az aktiválási energia csökkentésével (más mechanizmus révén)
A TERMODINAMIKA és AZ EGYENSÚLY
2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O karbamid
Lejátszódik-e spontán ez a reakció? - A választ a termodinamika segítségével lehet megadni.
- A TERMODINAMIKA a fizikai és kémiai folyamatokhoz tartozó hőenergia és más energiafajták közötti kapcsolatot vizsgálja - TERMODINAMIKAI FOGALMAK: Entalpia (H) - reakcióhő állandó nyomáson Entrópia (S) - rendezetlenség, véletlenszerűség Szabadentalpia - G = H - TS - A SZABADENTALPIA (G) megadja, hogy a reakció spontán folyamat-e (azaz mi a reakció természetes iránya).
2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O
karbamid - A fenti reakció Ho -ja a standard képződési entalpiákból:
Hko : 2(-45,9) - 393,5 - 319,2 - 285,8 kJ/mol
Ho = [( -319,2 - 285,8 ) - ( 2 . 45,9 - 393,5 )] = -119,7 kJ EXOTERM
Az ENTRÓPIA ( S, J.K-1) állapotfüggvény (azaz az anyag állapotát meghatározó tényezőktől függ), egy rendszer VALÓSZÍNŰSÉGÉT, RENDEZETLENSÉGÉT fejezi ki. - pl. 1 mol 0oC-os jég entrópiája: 41 JK-1
1 mol 0oC-os, 1 atm nyomású víz entrópiája: 63 JK-1
Amikor a jég elolvad, az entrópia nő - a rendszer a jégkristályok rendezett állapotából a víz rendezetlen állapotába megy át. - S ENTRÓPIAVÁLTOZÁS (folyamatok jellemzője)
S = S(termék) - S(reaktáns)
pl. Solvadás = 63 - 41 = 22 JK-1
A TERMODINAMIKA II. FŐTÉTELE
A folyamatok akkor játszódnak le természetesen (spontán), ha a változás a rendezetlenséget növeli. Más szavakkal EGY RENDSZERNEK ÉS KÖRNYEZETÉNEK ENTRÓPIÁJA A SPONTÁN FOLYAMATOK EREDMÉNYEKÉNT MINDIG NŐ.
- Az entrópiaváltozás hőforgalommal jár együtt. A HŐÁTADÁS: a molekulák ütközés útján energiájukat átadják környezetüknek.
ENERGIAÁRAMLÁS = ENTRÓPIAÁRAMLÁS: a rendezetlenség átadása a rendszer és a környezet között
Pl. a jég olvadása hőfelvétel a jég megolvad: rendezetlenné válik (víz). A T hőmérsékleten elnyelt hőmennyiség: q, a rendszerbe áramlott entrópia q/T.
- Amikor egy rendszer hőt nyel el vagy hő szabadul fel, a rendszer entrópiája megváltozhat:
S q/T (spontán folyamat)
S = q/T (egyensúlyi folyamat)
- A fázisátalakulások EGYENSÚLYI FOLYAMATOK.
- Pl. a JÉG olvadása
SHT
6,0.10 J273K
22JKolv
3
1
A KARBAMID képződése spontán reakció-e?
-tudjuk, hogy állandó nyomáson a q reakcióhő a H entalpiaváltozással egyenlő és a termodinamika II. törvénye szerint állandó nyomáson és hőmérsékleten lezajló spontán folyamatban:
S qT
HT
más formában HT
- S 0 /* T
G = H - TS 0
a (Gibbs-féle) szabadentalpia változása
G = H - TS 0 SPONTÁN G = H - TS 0 KÉNYSZER (a fordított spontán) G = H - TS = 0 EGYENSÚLY
- Az ENTRÓPIA MEGHATÁROZÁSA kísérleti úton: különböző hőmérsékleteken mérjük az anyag által elnyelt hő mennyiségét (HŐKAPACITÁS).
- PEREMFELTÉTEL: 0K hőmérsékleten egy tökéletes kristály
tökéletesen rendezett, tehát entrópiája NULLA. (Ez a TERMODINAMIKA III. FŐTÉTELE)
- Az ENTRÓPIA tehát HŐMÉRSÉKLETFÜGGŐ, a hőmérséklet
növekedésével nő. Fázisátalakuláskor a változás meredek, ugrásszerű.
- So a STANDARD ENTRÓPIA (298K, 1 atm) elemekre: So = 0, de H = 0 (III. főtétel!) - REAKCIÓK ENTRÓPIAVÁLTOZÁSA számítható - DE a reakciók TÍPUSÁból becsülhető is: S 0, - ha pl. mólszám növekedése, olvadás, párolgás történik
A SZABADENTALPIA ÉS AZ EGYENSÚLY
2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O karbamid
- A képződési entalpiákból számított reakcióhő: H0 = - 119,7 kJ - A számított standard entrópia: S0 = - 0,356 kJK-1
G0 = H0 - TS0 = -13,6 kJ 0 a reakció standard körülmények között SPONTÁN
ahol a G0 a STANDARD SZABADENTALPIA-változás, amikor
standard állapotú reaktánsok alakulnak át standard állapotú termékekké.
- A Gk0 a KÉPZŐDÉSI STANDARD SZABADENTALPIA-változás,
amikor 1 mol anyag képződik standard állapotú elemekből. -
Pl. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
G0 = H0 - TS0 = -91,8 kJ - (298K)(-197 JK-1) = -33,1 kJ Gk
0 = (-33,1)/2 = - 16,6 kJ/mol az ammónia képződésére (SPONTÁN)
- EGYENSÚLYBAN a rendszer G-ja minimális G0 = - RT ln Kt = -2,303 RT log Kt
ahol Kt a reakció (termodinamikai) egyensúlyi állandója - ha Kt > 1, log Kt > 0 és G0 < 0 (spontán) - ha Kt < 1, log Kt < 0 és G0 > 0 (nem spontán)
Szabad- entalpia
spontán reakció
G G0
egyensúly
Reaktánsok Termékek
A szabadentalpia-változás hőmérséklet-függése
Számítása körülményes. Becsülhető viszont azzal az egyszerű közelítéssel, hogy a H0 és a S0 lényegében nem változik a hőmérséklettel:
G0 = H0 - TS0 HA
H0 negatív és S0 pozitív, G0 mindig negatív, a reakció bármely hőmérsékleten spontán játszódik le. Pl. a glükóz bomlása alkohollá:
C6H12O6(sz) 2 C2H5OH(f) + 2 CO2(g) a reakció exoterm és egy nagy molekula több kisebbé
bomlik (és halmazállapotváltozás is lejátszódik)
H0 pozitív és S0 negatív, G0 mindig pozitív, a reakció spontán nem játszódik le, bármekkora is a hőmérséklet. Pl az ózon molekula képződése:
3 O2 2 O3
a reakció nem megy végbe energiabefektetés nélkül (kényszer reakció, elektromos kisülés vagy UV fény energiájával)
H0 és a S0 egyaránt negatív, a G0 előjele a másik két tényező viszonylagos nagyságától függ. Pl. a karbamid képződése
2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O
Bizonyos hőmérsékleten abszolút értékük azonos, G0 = 0 (egyen- súlyi). Ennél kisebb hőmérsékleten a G0 negatív (spontán), ellenkező esetben a G0 pozitív (kényszer reakció). A reakció 25 és 60oC között spontán folyamat.
H0 és a S0 egyaránt pozitív, a G0 előjele a másik két tényező viszonylagos nagyságától függ. Pl.:
Ba(OH)2.8H2O(sz) + 2 NH4SCN(sz) Ba(SCN)2(aq) + + 2 NH3(g) + 10 H2O(f)
A reakció endoterm, szobahőfokon spontán folyamat, kisebb hőmérsékleten nem játszódik le spontán.
KÉMIAI EGYENSÚLY VIZES OLDATOKBAN
SAV-BÁZIS ELMÉLETEK - ARRHENIUS, 1884, savak-bázisok vizes oldatban
SAV - vízben növeli a H+(aq) koncentrációt (H3O+(aq))
BÁZIS - vízben növeli az OH-(aq) koncentrációt A H2O csak kis mértékben disszociál H+ és OH- ionokra
H2O(aq) H+(aq) + OH-(aq)
így a savak vagy bázisok vízben ezeknek az ionoknak az egyensúlyi koncentrációját változtatják meg SÓ - bármely ionos összetételű anyag, kivéve az oxidot vagy
hidroxidot: SAV + BÁZIS = SÓ + H2O képződés, pl. DE: hidrolizáló sók
NH4Cl növeli a H+-ion koncentrációt (SAVAS ANYAG) Na2CO3 növeli az OH--ion koncentrációt (BÁZIKUS ANYAG)
SAVAK, BÁZISOK ERŐSSÉGE az Arrhenius elméletben
ERŐS SAV, BÁZIS - ERŐS ELEKTROLIT - teljes a disszociáció
HClO4(aq) H+(aq) + ClO4-(aq)
NaOH(sz) Na+(aq) + OH-(aq)
A legfontosabb erős bázisok a periódusos rendszer I/A és II/A csoportja elemeinek hidroxidjai .
Az ARRHENIUS elmélet bizonyítéka: erős bázis + erős sav közömbösítési reakciók azonos reakcióhők
H+(aq) + ClO4
-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + ClO4-(aq) + H2O(f )
Egyszerűsítve: H+(aq) + OH-(aq) H2O(f )
H = - 55,9 kJ/mol
A VÍZ ÖNDISSZOCIÁCIÓJA
H2O(f) + H2O(f) H3O+(aq) + OH-(aq)
vagy H2O(f) H+(aq) + OH-(aq)
A K egyensúlyi állandó igen kicsi:
A [H2O] lényegében állandó, M108,1 16
O][H
]][OH[HK
2
(25oC-on) 55,6 mol/dm3. Kv= [H+][OH-]= 1,0010-14 M2
Így a nevező is állandó: ez a VÍZ IONSZORZATA (25oC-on), 35oC-on pl. Kv=2,5.10-14 M2.
A pH fogalma(Sörensen dán biokémikus)
A H+-ionok koncentrációjával jellemezzük egy oldat savasságát vagy lúgosságát. Alkalmasabb a koncentráció negatív logaritmusát használni.
pH = - lg [H+]
pl. a víz öndisszociációjára alkalmazva:
pKv = pH + pOH = 14 ( = 7 + 7) A pH skála:
0 savas 7 lúgos 14
[H+] 100 10-7 10-14 semleges Az ARRHENIUS fogalmak korlátai: hidrolizáló sók, sav-bázis reakciók NEM VIZES közegben, pl.:
HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(sz)
Protonálódási elmélet- BRÖNSTEDT Johannes (1879-1947) dán, LOWRY Thomas (1847-
1936) angol: az Arrhenius-i sav-bázis reakciók protonátadási reakciók.
SAV - protont adó (donor) BÁZIS - protont felvevő (akceptor)
H3O+(aq) + Cl-(aq) + NH3(aq) NH4
+(aq) + Cl-(aq) + H2O(f) egyszerűsítve:
H3O+(aq) + NH3(aq) NH4
+(aq) + H2O(f) sav bázis sav bázis
Lássuk az ammónia és a víz reakcióját:
NH3(aq) + H2O(f) NH4+(aq) + OH-(aq)
bázis sav sav bázis
Konjugált sav-bázis párok
SAVAK, BÁZISOK RELATÍV ERŐSSÉGE
Az erősebb bázis erősebben köti a protont, az erősebb sav könnyebben adja le. (Az egyensúly a GYENGÉBB elektrolit irányába tolódik el.) Ha ismerjük egy reakcióban a komponensek relatív sav-bázis erősségét, a reakció haladási iránya megjósolható.
SKÁLÁK:
Sav: HClO4 > H2SO4 > HI >. . . . > NH4+ > H2O > ......> OH-
Bázis: ClO4
- < SO42- < I- < . . . .< NH3 < OH- < ...... < O2-
SÓOLDATOK SAV-BÁZIS SAJÁTSÁGA: HIDROLÍZIS
Pl. NH4Cl vizes oldata
NH4+(aq) + H2O(aq) NH3(aq) + H3O
+(aq) SAVAS DE: a Cl-(aq) + H2O(aq) HCl(aq) + OH-(aq)
reakció nem játszódik le, mivel a HCl erősebb sav, mint a H2O, ill. egy
erős savnak (HCl) a konjugált bázisa (Cl-) igen gyenge bázis.
egy másik példa: CH3COO- Na+
CH3COO-(aq) + H2O(f) CH3COOH(aq) + OH-(aq) LÚGOS
DE: a Na+(aq) + 2 H2O(f) NaOH(aq) + H3O+(aq)
reakció nem játszódik le
LEWIS-FÉLE SAV-BÁZIS ELMÉLET
(ha nincs is protoncsere, pl. savas és bázikus oxidok reakciója)
Na2O(sz) + SO3(g) Na2SO4(sz)
SAV - elektronpár akceptor BÁZIS - elektronpár donor A reakció lényege:
O 2- + SO3 SO42-
- A komplexképző reakciók Lewis-féle sav-bázis reakciók:
H+ + NH3 NH4+
Fe3+ + 6 CN- [Fe(CN)6]
3-
SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK
SAVAK disszociációja: HA H+ + A-
vagy HA(aq) + H2O(f) H3O
-(aq) + A-(aq)
K [H O ][A ][HA][H O]d
3
2
áll.
K K H O [H O ][A ][HAs d 2
3
[ ]]
0 < Ks <
- Erős savak esetén a Ks nagy, teljes a disszociáció
csav = [H3O+] = [A-], a pH a sav koncentrációjából számítható
- Gyenge savak: Ks kicsi
K xc x
[H ]c [H ]s
2 2
BÁZISOK disszociációja:
NH3(aq) + H2O(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)
K[NH ][OH ][NH ][H O]d
4
3 2
áll.
K K H O[NH ][OH ]
[NH ]b d 24
3
[ ]
általánosan
B(aq) + H2O(aq) HB+(aq) + OH-(aq)
K [HB ][OH ][B]b
HIDROLÍZIS egyensúlya
NH4+(aq) + H2O(aq) NH3(aq) + H3O
+(aq)
K [NH ][H O ][NH ][H O]h
' 3 3
4 2
áll.
K K [H O] [NH ][H O ][NH ]h h
'2
3 3
4
Kh a HIDROLÍZIS ÁLLANDÓ,
kifejezhető a Kb bázisállandó segítségével:
K[NH ][OH ]
[NH ]b4
3
Szorozzuk meg a Kh-t Kb-vel: K K [NH ][H O ][NH ]
[NH ] OH[NH ]h b
3 3
4
4
3
[ ] =
[H O ][OH ] K3 v tehát
K KKh
vb
PUFFEREK a kémhatást állandó szinten tartó vizes oldatok
pl. a vérsavó: pH=7,4 összetevői:
gyenge sav + konjugált bázisa (só) vagy
gyenge bázis + konjugált sava (só) Példák:
CH3COOH + CH3COO- (Na+)
NH3 + NH4+ (Cl-)
H2CO3 + HCO3- (Na+)
- A puffer működése a -
H2CO3 + HCO3- (Na+) példáján
(sav) (só) disszociáció hidrolízis
és a víz autodisszociációja
A pufferek egyensúlyi számítása
K [HCO ][H ][H CO ]
c [H ]cs
3
2 3
só
sav
[H ] K ccssav
só
SAV-BÁZIS TITRÁLÁS (gyenge sav + erős bázis)
CH3COOH NaOH pH egyenértékpont (jelzés indikátorokkal) 7,0 -- = hidrolizáló só
puffer gyenge sav NaOH oldat térfogata
145/ 5. Milyen kémhatásúak lesznek azok az oldatok, amelyek a következők összeöntésével keletkeznek?
a) 1 dm3 0,2 mólos HCl + 4 dm3 0,05 mólos NaOH.b) 250 cm3 0,25 mólos NH4OH + 500 cm3 0,125 mólos HNO3.c) 3 dm3 1 mólos ecetsav + 6 dm3 0,5 mólos NaOH.d) 200 cm3 0,1 mólos ecetsav + 200 cm3 0,2 mólos NH4OH.
145/ 7. Mekkora a pH, ill. a pOH azokban a 25 oC-os oldatokban, amelyekben
a) a hidrogénion-koncentráció 1,93.10-4 mol/dm3
b) a hidroxidion-koncentráció 3,48.10-9 g/dm3
c) a perklórsav-koncentráció 10,72 g/dm3
d) a hidrogén-bromid-koncentráció 0,0278 mol/dm3
e) a kálium-hidroxid-koncentráció 1,808 g/dm3
f) a kalcium-hidroxid-koncentráció 3,25.10-2 mol/dm3.
Számítási feladatok – sav-bázis
145/ 8. Mekkora hidrogén- és hidroxidion-koncentrációja azoknak a 25 oC-os oldatoknak, amelyekre
a) pH = 1,56; b) pH = 9,47; c) pOH = 10,20; d) pOH = 2,98?
146/ 13. Összeöntünk 100 cm3 0,5 mólos perklórsav- és 250 cm3 0,25 mólos nátrium-hidroxid-oldatot, majd 2,0 dm3-re töltjük. Számítsa ki az oldat pH-ját! (25 oC)
146/ 14. Mekkora a pH-ja annak az oldatnak, amelyet 100 g 20 %-os (m) NaOH- és 150 g 3,00 molalitású sósavoldat összeöntésével és 5,0 dm3 végtérfogatra való higításával készítettünk? (L)
146/19. Egy 0,5 móltörtű NaOH-oldat 1,0 g-ját 500 cm3 –re higítjuk. Hány cm3 1,75-os pH-jú HCl-oldattal semlegesíthető a higított oldat 20 cm3-e? (L)
146/ 23. Mi a sósavkoncentrációja annak az oldatnak, amelynek pH-ja a 0,01 mólos HF-éval azonos? Mekkora a disszociációfok a két oldatban?
147/ 46. Hányszorosára kell hígítani a 17,8 mol %-os, 1,050 g/cm3 sűrűségű ecetsavoldatot, hogy pH-ja 3,70 legyen? Mi a higított oldatban a disszociációfok és a bomlatlan ecetsav koncentrációja? (L)
146/ 26. Hány normál dm3 ammóniagázt kapunk elméletileg annak az ammónium-hidroxid-oldatnak a 10,0 dm3-éből, amelynek pH-ja a 10-3 mólos KOH-éval azonos?
150/ 78. Mennyivel változik meg a pH, haa) a 0,05 mólos KOH-oldathoz,b) a 0,05 mólos NH3-oldathoz
térfogatváltozás nélkül sztöchiometriai mennyiségű HCl-t adunk? (L)
148/ 54. Mekkora az NH3 oldhatósága vízben 25 oC-on (normál cm3/g víz) ha a telített oldat sűrűsége 0,885 g/cm3, és tízszeres térfogatra hígítva a kapott oldat pH-ja 11,74? (L?)
150/ 97. Mennyit változik a 0,1 mólos nátrium-acetát-oldat pH-ja, ha sztöchiometriai mennyiségű sósavat adunk hozzá? (A térfogatváltozást elhanyagoljuk.)
150/ 98. Mennyivel változik a pH, ha 1,00 dm3 0,50 mólos nátrium-acetát-oldathoz 0,500 dm3 1,00 mólos ecetsavoldatot öntünk? (L)
151/ 99. Mennyivel változik a 0,10 mólos ammónium-hidroxid-oldat pH-ja, ha egy dm3-ében
a) 0,10 mol NaOH-ot, d) 0,20 mol HCl-ot,b) 0,05 mol HCl-ot, e) 0,10 mol ecetsavat,c) 0,10 mol HCl-ot, f) 0,10 mol NH4Cl-ot
oldunk? (A térfogatváltozást elhanyagoljuk.) (L?)
18/ 21. Egészítse ki együtthatókkal a következő redoxifolyamatok egyenletét:
a) P4 + H2O = H3PO4 + H2
b) Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + H2Oi) MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 + H2Oj) FeCl2 + HNO3 = Fe(NO3)3 + Cl2 + NO + H2Ol) CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O (L)
19/ 22. Egészítse ki a felsorolt szinproporció és diszproporció típusú redoxi-egyenleteket!
b) KClO3 = KCl + KClO4
d) KIO3 + KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + H2O (L)
19/ 23. Egészítse ki együtthatókkal és a víz ionjaival a felírt ionegyenleteket!
a) IO3
_+ I- = I2
e) ClO3
_ = ClO4
_ + ClO2
g) Ag2S + NO3
_ = Ag+ + S + NO2 (L)
Redoxiegyenletek
20/ 27. K2Cr2O7 és KI 1:1 mólarányú elegyéből savanyításra 15 millimol
jód válik ki a Cr2O72
_ + I
_ I2 + Cr3+ folyamat szerint.
Mi volt az elegy anyagmennyisége? A reakció után melyik marad fölöslegben? (L)
95/ 185. A KMnO4 + HCl = MnCl2 + KCl + Cl2 kiegészítendő egyenlet alapján 20 dm3-es, zárt térben klórgázt fejlesztettünk. Mekkora a keletkezett klórgáz parciális nyomása 20 oC-on, ha
b) 0,500 dm3 0,200 mólos KMnO4-oldatot használunk? (L)
97/ 200. Egy 30 % PbO2-tartalmú minta 0,600 g-jához 50,00 cm3 0,050 M oxálsavoldatot adunk. Hány cm3 0,04 M KMnO4-oldat fogy a fölös oxálsav visszatitrálására?A kiegészítendő reakcióegyenletek:
1. PbO2 + (COOH)2 + HNO3 = Pb(NO3)2 + CO2 + H2O2. (COOH)2 + KMnO4 + H2SO4 = MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O
(HF)