1. Megoldás:
    , ebből


    A 0,01 molos KCl oldat higítása cm    3/mol egységekben:
    cm3/mol = 105 cm3/mol
    A molekulavezetés:
    l =k j = 1,18× 10-3× 105 = 118 S× cm2× mol-1
  2. Megoldás:
    A relatív ionmozgékonysági adatok alapján ki tudjuk számítani a hangyasav oldat molekulavezetését végtelen nagy hígítás esetén:
    = lH+ + lHCOO- = 349,7 + 55 = 404,7 S × cm2 × mol-1
    A disszociációfok:
    ,
    tehát a disszociáció 0,88%-os.
  3. Megoldás:
    A 4,2%-os oldat 100 g-ja 4,2 g KOH-t tartalmaz. A 100 g oldat térfogata:
    ml
    A KOH molekulatömege 56,1. Számítsuk ki, hány mol KOH van 1000 ml oldatban:

    c = 0,768 mol/l
    Számításainkban a koncentrációt mol/cm3-ben kell megadnunk:
    c = 7,68 × 10-4 mol/cm3
    A molekulavezetés és a koncentráció ismeretében ki tudjuk számítani a fajlagos vezetést:
    k = j c = 188,4× 7,68× 10-4 = 1,447× 10-1 S× cm-1
    Az oldat ellenállása:
  4. Megoldás:
    Az 1,67-es pH-jú ecetsav oldatban a hidrogénion koncentráció:
    [H+] = 2,14× 10-2 mol/l.
    Az ionmozgékonysági adatokból (lH+ = 349,7 S × cm2 × mol-1, lCH3COO-= 41 S × cm2 × mol-1) kiszámítjuk a végtelen hígításra extrapolált molekula- vezetést:
    = 349,7 + 41 = 390,7 S × cm2 × mol-1

    A hidrogénion koncentráció a totál koncentráció és a disszociációfok szorzata, így
    2,32 mol/l = 2,32× 10-3 mol/ml
    Minthogy , a fajlagos vezetés:
    k = l c = 3,6× 2,32× 10-3 = 8,35 × 10-3 S× cm-1
    A fajlagos ellenállás a fajlagos vezetés reciproka:

    ohm× cm
  5. Megoldás:
    Az eloző példában már kiszámítottuk a relatív ionmozgékonysági adatok alapján, hogy ecetsav esetén = 390,7 S × cm2 × mol-1. A 0,01 mol/l oldat higítása:
    l/mol = 102× 103 ml/mol = 105 ml/mol
    A molekulavezetés:
    l = k j = 1,63× 10-4× 105 = 16,3
    Számítsuk ki a disszociációfokot:
    = 4,17× 10-2
    A hidrogénion koncentráció:
    ci = [H+] = ca = 10-2× 4,17× 10-4 mol/l
    A pH értéke:
    -lg 4,17× 10-4 = -(0,622 - 4) = 3,378
    A disszociációs egyensúlyi állandó a következő képlet alapján számolható:
  6. Megoldás:
    A relatív ionmozgékonyságok értéke:
    lAg+ = 61,9 S× cm2× mol-1
    lCl- = 76,32 S× cm2× mol-1
    A két relatív ionmozgékonyság összege a végtelen higításra extrapolált molekulavezetést adja meg:
    = 138,22 S× cm-2× mol-1
    Az oldhatósági szorzat alapján kiszámítjuk a telített AgCl oldat koncentrációját:
    mol/l

    Az ezüstion koncenctráció megegyezik az oldatban levő AgCl koncentrációval (teljes disszociáció):
    c = 1,25× 10-5 mol/l = 1,25× 10-8 mol/cm3
    A végtelen híg oldatban
    k = c = 138,22× 1,25× 10-8 = 1,73× 10-6 S× cm-1
    A fajlagos ellenállás:
    ohm× cm
  7. Megoldás:
  8. Megoldás:
  9. Megoldás:
  10. Megoldás:
  11. Megoldás:
  12. Megoldás:
  13. Megoldás:
  14. Megoldás:
  15. Megoldás:
  16. Megoldás:
  17. Megoldás:
  18. Megoldás:
  19. Megoldás:
  20. Megoldás:
  21. Megoldás:
    A Cu/Cu2+ rendszer normál elektródpotenciálja +0,34 V, a Zn/Zn2+ rendszeré 0,76 V. Két redoxrendszer egymásra hatásakor a pozitívabb elektródpotenciálú szerepel oxidálószerként, így a fenti reakció balról jobbra megy önként végbe (E0 pozitív, tehát D G0 negatív). A két elektródpotenciál különbsége 1,10 V. Az elektronszám változás 2.

    log K = 16,95× 2× 1,10 = 37,29

    K = = 1,95× 1037


    Az egyensúlyi állandó felírásánál figyelembe vettük, hogy a tiszta szilárd anyagok aktivitása egységnyi.
    Egyensúly esetén a Zn2+ ionok aktivitása 1,95 × 1037-szerese a Cu2+ ionok aktivitásának. Nem meglepő tehát, hogy fém Zn-t adva rézionok oldatához, a Cu2+ ionok gyakorlatilag teljes redukciója megy végbe.
    Ha [Zn2+]/[Cu2+] arány nagyobb 1,95 × 1037-nél, ellentétes irányú reakció játszódik le mindaddig, amíg az egyensúly be nem áll. Az ellentétes irányú reakció egyensúlyi állandója természetesen a balról jobbra végbemenő folyamat egyensúlyi állandójának reciproka (példánkban = 5,12 × 10-38). Az egyensúlyi állandó részletesebben is levezethető abból a megfontolásból, hogy egyensúly esetén a két elektródpotenciál értéke megegyezik:
  22. Megoldás:
    Két normál elektródpotenciál ismerete szükséges a megoldáshoz. A Cu/Cu+rendszer normál elektródpotenciálja +0,52 V, a Cu+/Cu2+rendszeré +0,153 V. Számítsuk ki először a felső nyíl irányába végbemenő folyamat egyensúlyi állandóját annak alapján, hogy egyensúly esetén a két redox elektródpotenciál megegyezik.
    A folyamat a következő galvánelemben játszódik le:
    Pt | Cu+, Cu2+ | Cu+ | Cu
    A két elektródpotenciált egyenlővé téve:

    ,
    ebből


    vagyis

    K = 6,03× 10-7

    Az egyensúlyi állandó kiszámítható a log K = 16,95 zE0 képlettel is, ha figyelembe vesszük, hogy a fenti reakcióirány a redoxpotenciálok alapján várható reakcióirány ellentettjének felel meg, az E0 értéke tehát negatív (E0 = 0,153 - 0,52 = -0,367)

    log K = -16,95 × 1 × 0,367 = -6,22
  23. Megoldás:
    Az Ag/Ag+ rendszer normál elektródpotenciálja 0,80 V, a Zn/Zn2+ rendszeré pedig -0,76 V

    Az AgNO3 oldatba merülő ezüstelektród potenciálja a normál hidrogénelektródhoz viszonyítva:
    e Ag = e0 + 0,059 log 0,27 = 0,80 + 0,059 (0,431 - 1) = 0,767 V
    Ugyanígy számítható ki a cinkelektród potenciálja:




    A galvánelem elektromotoros ereje:
    E = e Ag + e Zn = 0,767 - (-0,767) = 1,534 V
  24. Megoldás:
    A feladat megoldásához ismerjük az ólomelektród normálpotenciálját (-0,13 V), a klórgázelektród normálpotenciálját (+1,36 V) és a Pb(OH)2 oldhatósági szorzatát (). Az oldhatósági szorzatból kiszámíthatjuk a negatív elektród környezetében levő Pb2+ koncentrációt:

    L = 6,8× 10-13 = [Pb2+] [OH-]2 = 4 [Pb2+]3

    [Pb2+] = 5,5× 10-5 M

    A pozitív elektród környezetében a Cl- koncentráció megegyezik a H+ koncentrációval, vagyis a Cl- koncentráció negatív logaritmusa (pCl) azonos a pH-val.
    A Cl- koncentrációját nem is kell kiszámítani, minthogy a pozitív elektród potenciáljának koncentrációtól függő része tartalmazza a Cl- koncentráció negatív logaritmusát.
    Az elektromotoros erő:

    E = 1,36 - 0,059 log[Cl-] - (-0,13 + log[Pb2+] =
    = 1,36 + 0,059× 3,3 + 0,13 - 0,0295 log 5,5× 10-5 = 1,575 V.
  25. Megoldás:
  26. Megoldás:
  27. Megoldás:
  28. Megoldás:
  29. Megoldás:
    Valamely redoxrendszer oxidálóképessége annál nagyobb, minél pozitívabb az elektródpotenciálja. A Cr3+/ rendszer normál elektródpotenciálja +1,36 V. A fenti egyenlet átrendezésével:

    Így pH = 0 esetben


    Tételezzük fel, hogy a és a Cr3+ ionok aktivitása az egységhez közeli érték. Erősen savas közegben tehát a halogenidionok közül a bromid és a jodid egyértelműen halogénné oxidálható dikromáttal; a megfelelő redoxi normálpotenciálok ugyanis: +2,85 V (F-     Ű 1/2 F2), +1,36 V (Cl- Ű 1/2 Cl2), +1,07 (Br- Ű 1/2 Br2), +0,54 V (I- Ű 1/2 I2).

    Ha pH = 3, akkor


    vagyis gyengén savas közegben a halogenidionok közül már csak a jodidot oxidálja a dikromát.
  30. Megoldás:
    Az Sn2+/Sn4+ redoxrendszer normálpotenciálja +0,15 V, az Fe2+/Fe3+ rendszeré +0,76 V. Kiszámítjuk az egyes összetevők koncentrációját:

    = 2,64× 10-3 M = 3,95× 10-4 M
    = 1,15× 10-2 M = 1,23× 10-2 M
    A galvánelem egyik sarkának elektródpotenciálját az Fe2+/Fe3+ redoxrendszer határozza meg:
    = 0,76 + 0,088 = 0,848 V
    A másik elektród potenciálja:
    = 0,15 + 0,019 = 0,169 V

    e 1 nagyobb pozitív érték, ez lesz a galvánelem pozitív elektródjának potenciálja, és minthogy a pozitívabb elektródpotenciálú redoxrendszer oxidálja a negatívabb elektródpotenciálút, a galvánelemben a következő kémiai reakció megy végbe:

    2 FeCl3 + SnCl2     <=> 2 FeCl2 + SnCl4

    Ez a felírás megfelel az ismertetett egyenletfelírási konvenciónak, a reakció a jobboldal irányába indul meg. A galvánelem elektromotoros ereje a két elektród-potenciál különbsége: E = e 1 - e 2 = 0,679 V.
  31. Megoldás:
    Erre a reakcióra az általános Nernst-egyenlet:



    e0 a H3AsO3 + 3 H2O     <=> H3AsO4 + 2 H3O+ + 2e rendszerre +0,574 V,
    e0 a 2 I-     <=> I2 + 2e rendszerre +0,54 V.

    E0 = 0,034 V

    A teljes reakcióban 2 elektron megy át a 2 I--ról a H3AsO4-re, így z = 2.
    A tiszta anyagok aktivitása általában egységnyi, így a I2 és a H2O elhagyható a kifejezésből:



    A komponensek egységnyi aktivitása esetén a tömeghatástört egységnyi, logaritmusa zéró és az elektromotoros erő gyengén pozitív, így a körülmények a felső nyíl irányába végbemenő reakciónak kedveznek. Ha azonban növeljük az oldat pH-ját lúg hozzáadásával, [H3O+] értékének csökkenése miatt E előjelt válthat. Semleges oldatban például [H3O+] = 10-7, és feltételezve, hogy az összes többi komponens egységnyi aktivitású, akkor


    E negatív értéke azt jelzi, hogy a reakció a bal oldal irányába nem megy végbe, hanem az ellentétes reakció játszódik le.
  32. Megoldás:
    A Zn |Zn2+ ||Cd2+ | Cd
    c = 0,01M c = 0,01 M
    galvánelemben a
    Zn + Cd2+     <=> Zn2+ + Cd
    reakció a felső nyíl irányában játszódik le, minthogy a Cd/Cd2+ rendszer normál elektródpotenciálja -0,40 V,
    e 1 = -0,40 + 0,0295 log 10-2 = 0,459 V, és a
    Zn/Zn2+ rendszer normál elektródpotenciálja -0,76 V;
    e 1 = -0,76 + 0,0295 log 10-2 = 0,819 V,
    vagyis a Cd elektród lesz a galvánelem pozitív pólusa. Ha azonban a Cd2+ ionokat tartalmazó oldatba KCN-t teszünk úgy, hogy a CN- ion koncentráció 0,24 mol/l, a Cd2+ ionok a CN- ionokkal [Cd(CN)4]2- komplex ionokat képeznek, az oldatban levő Cd2+ ionok koncentrációját a komplex ion disszociációs egyensúlyából számíthatjuk ki. Ezen disszociáció pK értéke (a disszociációs egyensúlyi állandó negatív logaritmusa) 27,3.


    Kifejezhető a Cd2+ ionok koncentrációja:

    A kis disszociációs egyensúlyi állandó miatt a disszociálatlan komplex ion koncentrációja azonosnak vehető a totálkoncentrációval (a feleslegben levő CN- ionok a disszociációt még vissza is szorítják), vagyis a = 10-2 M.
    A feleslegben levő CN- ionok koncentrációja: 0,24 - 4× 0,01 = 0,2 M, így


    Ezen Cd2+ ion koncentráció esetén a Cd/Cd2+ rendszer elektródpotenciálja:

    e Cd = -0,40 + 0,0295 log 3,13× 10-27 = -0,40 - 0,782 = -1,182 V

    A CN- ionok hatására tehát a Cd elektród lesz a negatív, ami formálisan úgy fogható fel, hogy ilyen körülmények között a folyamat jobbról balra megy végbe.
  33. Megoldás:
    Az elektromotoros erő képletébe az aktivitásokat, tehát az ionkoncentráció és aktivitási koefficiens szorzatokat helyettesítjük be.



    Az elem pozitív sarka a sósavoldatba merül, tekintettel arra, hogy ez a töményebb oldat és pozitív ionok elektródfolyamatáról van szó.
  34. Megoldás:
    A benzoesav gyenge sav, disszociációs egyensúlyi állandója 6,3× 10-5. Ebből kiszámítható a 0,05 molos benzoesav oldat hidrogénion koncentrációja:

    , 6,3× 10-5 = , [H+] = 1,796× 10-3 M

    Minthogy ez a hidrogénion koncentráció kisebb, mint a HCl oldat hidrogénion koncentrációja, a benzoesav oldatba merülő elektród lesz a galvánelem negatív pólusa.
    Az elektromotoros erő:

    E = 0,059 log = 0,059 log 4,21 = 0,037 V
  35. Megoldás:
    Az ammóniát tartalmazó AgNO3 oldatban az Ag+ ion koncentrációja a komplexképződés miatt kisebb lesz, így az ebbe az oldatba merülő elektród lesz a galvánelem negatív sarka. Kiszámítható ezen oldat Ag+ koncentrációja az elektromotoros erő ismeretében:




    -log [Ag+] = 1,513× 10-7 M

    A komplex disszociációs állandója:



    A kismértékű disszociáció miatt a komplex kation koncentrációja gyakorlatilag azonos az oldatban levő AgNO3 koncentrációjával, 0,01 mol AgNO3 komplexbe viteléhez 0,02 mol NH3 szükséges, az egyensúlyi állandó számlálójában szereplő NH3 koncentráció így 0,1-0,02 = 0,08 mol/l.
  36. Megoldás:
  37. Megoldás:
  38. Megoldás:
  39. Megoldás:
  40. Megoldás:
  41. Megoldás:
  42. Megoldás:
  43. Megoldás:
  44. Megoldás:
  45. Megoldás:
  46. Megoldás:
  47. Megoldás:
  48. Megoldás:
  49. Megoldás:
  50. Megoldás:
  51. Megoldás:
  52. Megoldás:
  53. Megoldás:
  54. Megoldás:
  55. Megoldás:
  56. Megoldás:
  57. Megoldás:
  58. Megoldás:
  59. Megoldás:
  60. Megoldás:
  61. Megoldás:
  62. Megoldás:
  63. Megoldás:
  64. Megoldás:
  65. Megoldás:
  66. Megoldás:
  67. Megoldás:
  68. Megoldás:
  69. Megoldás:
  70. Megoldás:
  71. Megoldás:
  72. Megoldás:
  73. Megoldás:
  74. Megoldás:
  75. Megoldás:
  76. Megoldás:
  77. Megoldás:
  78. Megoldás:
  79. Megoldás:
  80. Megoldás:
  81. Megoldás:
  82. Megoldás:
  83. Megoldás:
  84. Megoldás:
  85. Megoldás:
  86. Megoldás:
  87. Megoldás:
    A higany atomtömege 200,6, 1 F hatására a higany(I)-bol 200,6 g, a higany(II)-ből = 100,3 g választható le. Tehát 10 g higanynak higany(I)-nitrátból való előállításához
    96500 : 200,6 = x1 : 10

    szükséges.
    Ha ugyanezt a higanymennyiséget higany(II)-nitrátból kívánjuk előállítani, akkor



    tehát kétszer akkora árammennyiségre van szükség.
  88. Megoldás:
  89. Megoldás:
  90. Megoldás:
  91. Megoldás:
  92. Megoldás:
  93. Megoldás:
  94. Megoldás:
  95. Megoldás:
  96. Megoldás:
  97. Megoldás:
  98. Megoldás:
  99. Megoldás:
  100. Megoldás:
  101. Megoldás:
  102. Megoldás:
  103. Megoldás:
  104. Megoldás:
  105. Megoldás:
  106. Megoldás:
  107. Megoldás:
  108. Megoldás:
  109. Megoldás:
  110. Megoldás:
  111. Megoldás:
  112. Megoldás:
  113. Megoldás:
  114. Megoldás:
  115. Megoldás:
  116. Megoldás:
  117. Megoldás:
  118. Megoldás:
  119. Megoldás:
  120. Megoldás:
  121. Megoldás:
  122. Megoldás:
  123. Megoldás:
  124. Megoldás: