Chem1a Final Practice Set

Chemistry 1A, Spring 2009 V.2 Final Exam Practice Set and Solutions  

 

Final Note: First off, I’d like to apologize for the longer delay. Word was being very stubborn  about not saving my work properly. In the limited amount of time I had, I put  together the computationally heavy problems and solutions in this last quarter of  the class. There is no review from the previous sections from the course mainly  because the resources for those sections are still available. That’s pretty much all I  have to say about this practice set. I really enjoyed meeting many of you during  this semester and hope to see you guys again, on Sproul or wherever. This will  probably also be the last practice set and student review sessions that I’ll hold for  the rest of my college career since my time in the upcoming years will be devoted  towards club officer duties in NSU. With that, I wish all of you the best of luck for  all your finals and hope you guys also have a great summer vacation  given that  you’re not attending summer sessions like I am ^_^ . ~Stephen Kok

Student Review Session s The review session has already past, but I will be  available through the bSpace chatroom and email.

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

1  Complete the dissociation reaction of the strong acid, HNO3  Nitric Acid . Identify the  acid‐base and conjugate acid‐base pairs.              __________ ___         __________ ___           ___________ ___         2  Explain why the usage of the single reaction arrow instead of the equilibrium arrows is  properly justified.           3  Consider a 25mL sample of 0.052M HNO3 at 25°C, calculate the pOH of the solution.  Calculate the pH of the solution after diluting it with 50mL of pure water H2O at 25°C.  Before:              After:                Circle the most appropriate choice  4  The Kb of HNO3 is:                                                                           5  The pKa of HNO3 is:                                                                           6  Explain your responses:             

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

7  Complete the dissociation reaction of weak base, NH3  ammonia , in water. Identify the  acid‐base and conjugate acid‐base pairs.              __________ ___         __________ ___              ___________ ___        

8  Explain why the equilibrium arrows were used instead of the single direction reaction  arrow as in the previous problem.         

9  Consider a 55mL sample of 0.085M NH3 at 25°C, calculate the pH of the solution. Calculate  the pOH of the solution after adding 85mL of 0.012M NH4Cl.  NH3/NH4  pKb 4.744   Before:                    After:                           10  Rank the following acids in order of decreasing acidity without the aid of a table.  Use 1‐4   HCl    HF    HI    HBr             11  Explain your ranking:          ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

For the following two aqueous samples, calculate the initial mass of compound.    12  531mL sample of carbonic acid  H2CO3, Ka 4.3 x 10‐7  with a pH of 6.14.                  13  92mL sample of hydroxylamine  NH2OH, Kb 1.1 x 10‐8  with a pH of 8.2                  14  Consider a sample of 0.27M H2SeO4, a strong polyprotic acid with a very small pKa1  value and a pKa2 value of 0.973. Write the acid‐base reaction for the two deprotonations for  the compound and their corresponding equilibrium acidity quotient. Make sure to indicate  the correct direction of reaction, using either single arrows or equilibrium arrows.          Ka1           Ka2       15  Calculate the pH for this solution.                          ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

16  Consider an aqueous solution of 0.34M  . Calculate the concentration for solute  species:  , , , 0 ,   1.3 · 10    |      7.1 · 10                                        17  In the previous problem, the concentration of H2S and the concentrations of the solute  species following the first deprotonation reaction barely changed after undergoing the  second deprotonation reaction. Explain how this result may have been predicted without  calculations.              Calculate the pH for the following buffers at 25°C  18  A solution of 0.78M   and 0.52M    / : 3.37               19  A solution of 0.64M   and 0.42M    / : 7.21             ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

20  Consider an aqueous solution of 0.85M  . What volume of 0.92M   would be  necessary to prepare a buffer solution with a pH of 3.24?  / :   2.00 .                                   21  Balance the following skeletal equation of the reaction between permanganate ions and  sulfide ions within a basic solution using half‐reactions.        Oxidation Half‐Reaction:                Reduction Half‐Reaction:                Combined Reaction:                ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

22  Balance the following skeletal equation of the reaction between hydrazine and chlorine  ions within an acidic solution using half‐reactions.        Oxidation Half‐Reaction:              Reduction Half‐Reaction:              Combined Reaction:                23  Calculate the equilibrium constant, K, for the following reaction at 25°C:  2 1.69  2 2              1  25°   /   0.025693               24  A silver electrode in 0.032M Ag NO3  is connected to a hydrogen electrode in which the  pressure is 3.5 bar. If the cell potential is 0.081V at 25°C, what is the pH of the electrolyte?  |   0.80 , |   0               ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

1  Complete the dissociation reaction of the strong acid, HNO3  Nitric Acid . Identify the  acid‐base and conjugate acid‐base pairs.                                  Conjugate  Acid  Base Conjugate    Acid Base    2  Explain why the usage of the single reaction arrow instead of the equilibrium arrows is  properly justified.   The particular acid is identified as “strong” which means that it will completely dissociate  into its ions when in water. Thus the reaction theoretically goes to completion changing all  reactants into the products.    3  Consider a 25mL sample of 0.052M HNO3 at 25°C, calculate the pOH of the solution.  Calculate the pH of the solution after diluting it with 50mL of pure water H2O at 25°C.  Before: Since the reaction essentially goes to completion, we can assume that the moles of  H3O  and NO3‐ are equal to the moles of HNO3. Since the volume did not change, the  concentrations are also the same, thus:    1.0 10 1.0 10 1.92 10 log 12.7 After: Again, we can assume that the moles of H3O is the same as the moles of HNO3, but  we have to take into account the new volume due to the addition of water.  25         0.0520 0.0013    1000 0.0013  0.0173   25 50 1000 1.76 log   Circle the most appropriate choice  4  The Kb of HNO3 is:                                                                   5  The pKa of HNO3 is:                                                                   6  Explain your responses:  Kb is the basicity constant, but since we’re dealing with an acid, we can only derive the Ka from the reaction which is:   

     

Since the reaction essentially goes to completion,  large. Using the following relationship we can derive Kb ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

 

  0, thus Ka would be very 

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

If Ka is very large, then Kb would be very small since Kw stays constant as long as the  temperature does not change.    The pKa is simply – log   where we found Ka to be very large. The logarithm function  log   takes on values from essentially negative infinity to 0 when we consider the values  of x between 0 and 1  normal range of K values . Due to the negative sign, the negative  values become positive values, where the smallest the x value, the larger its logarithmic  value will be. The inverse applies as well, so since we have a large Ka value, then the  logarithmic value will be very small.   7  Complete the dissociation reaction of weak base, NH3  ammonia , in water. Identify the  acid‐base and conjugate acid‐base pairs.                                       Conjugate  Base  Acid Conjugate    Acid Base    8  Explain why the equilibrium arrows were used instead of the single direction reaction  arrow as in the previous problem.  Unlike strong solutions, weak solutions don’t completely dissociate into its ions, in that  there is an equilibrium formed between the molecular form of the base and its product  ions. Thus the double arrows indicate a dynamic reaction that is occurring at a particular  ratio.   

9  Consider a 55mL sample of 0.085M NH3 at 25°C, calculate the pH of the solution. Calculate  the pOH of the solution after adding 85mL of 0.012M NH4Cl.  Dissociates completely   Before:  Since we’re dealing with a weak base, the reaction will not go to completion, and  thus prompts the usage of the “ICE” method. Reaction      Initial Molarity  0.085 ‐ 0 0 Change in Molarity  ‐x  ‐ x x Equilibrium  Molarity 

0.085

‐

x

x

Note: Water will not contribute anything because it involves the equilibrium constant   Now to explain this chart. In the first row, “Initial Molarity”, you will put the initial  concentrations of the various compounds, where in this case, you only started with a  solution of 0.085M NH3. In “Change of Molarity”, you will indicate how the reactants and  products will change following the reaction. Since we do not know the exact amount at the  time, we let the value x stand for the amount of change. Since we know that NH3 will  reactant to a small extent, we denote its change by –x, for the drop in its concentration  following the reaction. Since this reaction is already balanced, we see that for every 1 mole  of NH3 that reacts, there will be 1 mole of NH4 and OH‐ produced. Thus we mark their  changes by  x, since the amount of NH3 that reacts will indicate the amount of NH4 and  ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

OH‐ produced.  Finally, like a mathematical addition table, we simply add down the  columns. This gives us the “Equilibrium Molarity” which will directly tie into the  equilibrium basicity constant as follows:    Since we know the equilibrium concentration, we simply replace them in the constant  along with the Kb given in the problem indirectly.  log 10 1.80 10   1.80 10

  0.085 0.085 Now this is very important, especially if you want to avoid using the quadratic equation  properly. The value x indicates how much of the reactants will be consumed and how much  of the products will be produced. The extent to which this occurs depends on the value of K.  In this case, since we’re dealing with the basicity constant, it will deal with the magnitude  size  of Kb. If Kb is large, that means the reaction essentially goes to completion and x is  very large and cannot be ignored. If Kb is small, then there will be barely any products  produced in proportion to the reactants. This would mean that x would be very small and  would be possible to ignore in terms of quick calculations. Now here’s a good rule of thumb  to follow based on the value of K.    1 · 10 ,                   1 · 10 ,           Basically, if the K value has a power equal to or greater than ‐3, then you should be using  the quadratic equation because the value of x will be pretty significant at that point. So  since our Kb value is only at the ‐5th power, we can safely ignore the –x from the  denominator  you cannot ignore the x’s on the numerator because you’re solving for them . 1.80 10

  0.085 0.085 1.80 10 0.085 0.00124   14 14   log 0.00124 2.91 log 14 2.91 11.1 After: This problem is similar to the one above, except only with a slight twist. Since we’ll  be using the “ICE” table to compare concentrations again, we’ll need to calculate the new  concentrations following the addition of the NH4Cl solution, which will dissociate into its  ions NH4  and Cl‐. We will only worry about the NH4  ions since the chloride ions do not  show up in the net ionic equation and thus will play no role in our calculations.  Solving for new concentrations  55       0.085 0.004675    1000 0.004675 0.0334      55 85 1000 85     0.012 0.00102   1000

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

0.00102 55 85 1000

0.00729

  Now applying the new values to the “ICE” table:  Reaction  Initial Molarity  Change in Molarity  Equilibrium  Molarity 

  0.0334 ‐x  0.0334

‐ ‐ ‐

 

0.00729  x 0.00729

0 x  

x

Notice that there is an initial concentration of NH4  ions due to the addition of NH4Cl.  Besides this point, the calculation is practically the same.  0.00729 1.80 10   0.0334 Again, we can ignore x values that will make the calculations more difficult since the K  value is small enough. Remember you shouldn’t remove significant x values or else that’ll  just make your calculation obsolete. Generally aim for those x values that are being added  or subtracted from initial values.  1.80 10 0.0334 0.00729 1.80 10 8.247 10   0.00729 0.0334 log log 4.08    If you want to check your value, you can calculate the pH of this solution, which is 9.91, and  compare it to the solution before the NH4Cl solution was added. From 11.1, you see a drop  in pH, which makes sense since by adding NH4Cl, you added NH4  ions, which means by le  Chatelier’s principle, the reaction is pushed back towards the reactants side, and would  mean the decrease of OH‐ ions which would mean a lower pH.   10  Rank the following acids in order of decreasing acidity without the aid of a table.  Use 1‐4   HCl    HF    HI    HBr    4 2 3  1  

11  Explain your ranking:  The  strength  of  an  acid  depends  on  the  polarity  of  the  molecule,  in  which  the  more  electronegative the anion is, the stronger the acid becomes. This is because the hydrogen  atom  becomes  more  positively  charged,  which  allows  for  greater  attraction  to  the  water  molecules  to  form  the  hydronium  ion.  However,  if  all  the  acids  have  anions  in  the  same  group, then the acids would become stronger as you went down the group. This is because  the  bonding  between  the  hydrogen  atom  and  the  element  would  become  weaker  as  the  element  becomes  more  massive.  A  weaker  bond  would  mean  that  it’ll  be  easier  for the  molecule to dissociate, and thus would be by definition, a stronger acid.         

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

For the following two aqueous samples at 25°C, calculate the initial mass of compound.    12  52mL sample of carbonic acid  H2CO3, Ka 4.3 x 10‐7  with a pH of 2.64.  It’s always good to start out with the chemical equation to guide you through the process.    

            

 

First off, we can interpret the pH value in terms of the concentration of hydronium ions  log 10   Assuming  that  this  reaction  acts  stoichiometrically,  that  is  for  every  molecule  of  H2CO3  consumed, a molecule of HCO3‐ and a molecule of H3O  are formed:    Hence, shifting the equilibrium acidity quotient around:  10 . 12.2   4.3 10 Now comes simply calculations to find the mass of the compound  1 52 62 12.2 | 39.3 1 1000 1   13  92mL sample of hydroxylamine  NH2OH, Kb 1.1 x 10‐8  with a pH of 10.2  Starting with the chemical equation   Interpret pH in terms of 

  14

log

10

 

 

 

 

. 10 1.1   10

2.28  1

1 1000

92

|

33 1

6.92

 2.28    

  14   Consider  a  sample  of  0.27M  H2SeO4,  a  strong  polyprotic  acid  with  a  very  small  pKa1  value and a pKa2 value of 1.92. Write the acid‐base reaction for the two deprotonations for  the compound and their corresponding equilibrium acidity quotient. Make sure to indicate  the correct direction of reaction, using either single arrows or equilibrium arrows.   

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

  15  Calculate the pH for this solution.  For polyprotic solutions, calculations of pH values will generally require 2 or more steps  since each deprotonation reaction must be taken account of. In this case, our first  calculation is quite simply since the first reaction goes essentially to equilibrium due to the  high pKa1 value. To more clearly clarify this point:  1 log 10   10       ,   0  : 0   1 lim ∞  10 Or in other words, Ka1 is very large. What this means is that the concentration of the  products essentially overwhelm the concentration of the reactants. As shown the  equilibrium quotient.    If Ka1 is very large, then   must be very small and/or       are very  large. Basically this just proves that the reaction essentially goes to completion and the  assumption that all the reactants went into products is true. Hence:  0.27       We now have the concentration of hydronium ions from the first reaction, however, the  conjugate base that formed  , can act as an acid for a second deprotonation reaction  where more hydronium ions would be formed. Referring back to the second reaction:        10

1.2 · 10  

For this reaction, we must determine the equilibrium concentration of  using the “ICE”  method, since this reaction does not go to completion. It reaches a dynamic equilibrium  between the concentration of products to the concentration of reactants related by the Ka2  value. Hence, setting up the table:   

Reaction  Initial Molarity  Change in Molarity  Equilibrium  Molarity 

  0.27  ‐x  0.27

‐ ‐ ‐

0 x

  0.27 x 0.27

 

The initial concentration of the acid of interest,  , and the hydronium ions comes  from the calculations before in which the products of the previous reactions supplies  relevant compounds to the second reaction. Moving on to the equilibrium quotient:  0.27 1.2 · 10   0.27 Again, we have the unknown x values which we are solving for. However! This time, our K  value is significantly large, which means we shouldn’t assume that the value of x is  ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

negligible. Hence we’ll multiply out and use the quadratic equation:  0.27 0.27 0.27 1.2 · 10 0.27 1.2 · 10 0.27 0.27 0.27 0.27 1.2 · 10 1.2 · 10 0  0.282 0.00324 0  1, 0.282, 0.00324  4 √   2 0.011, 0.293  0.27 0.281  log 0.551    To give you a general idea of the difference if you assumed x to be negligible:  0.27 0.27 1.2 · 10 1.2 · 10 1.2 · 10 0.012  0.27 0.27 0.012     0.011    In this particular problem, the difference was only slight, however, you should be careful in  terms of assumptions for problems since the answer may be significantly different if you  fail to recognize situations in which assumptions should not be used.    Time‐Saving Strategy: You should only use this strategy if you’re confident with  assumptions. Given a polyprotic solution which you need to calculate the pH for, if the Ka2  and Ka3, if there is one, are small enough to allow the quadratic equation bypass, you can  generally roughly estimate the pH based on the first deprotonation reaction since the  following reactions will only give a slightly higher or lower value  depending on whether  it’s a polyprotic acid or base . However, if it’s a free‐response problem, you should show all  your steps.   

16  Consider an aqueous solution of 0.34M  . Calculate the concentration for solute  species:  , , , 0 ,   1.3 · 10    |      7.1 · 10   First consider the two deprotonation reactions along with their equilibrium quotients.  

   

 

 

            

 

  Since the reaction reaches a dynamic equilibrium, we cannot assume that the reaction goes  to completion.  Moreover, it will be shown that  it is actually the reverse.  Using  the “ICE”  method to solve for equilibrium concentrations.  Reaction        Initial Molarity  0.34  ‐ 0 0 Change in Molarity  ‐x  ‐ x x ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

Equilibrium  Molarity 

0.27

‐

Setting up appropriate values in the quotient  1.3 · 10   0.27 Since the K value is significantly small, we can assume that the value of x is negligible.  0.27

0.27

1.3 · 10

3.51 · 10  

3.51 · 10   0.27 0.27   Note that the concentrations for  and  are only initial values, this is because they  participate in the second deprotonation reaction and their concentration values will change  accordingly. Thus brings us to the second “ICE” table for the second reaction.  Reaction      Initial Molarity  ‐ 0 3.51 · 10 3.51 · 10 Change in Molarity  ‐y  ‐ y y Equilibrium  Molarity 

3.51 · 10

‐

3.51 · 10

The variable y was used in place of the standard x because they represent different values  and should not be mixed together. Hopefully you won’t make such a mistake.  Regular procedure:  3.51 · 10 7.1 · 10   3.51 · 10 K value is extremely small, the value of y is definitely negligible.  3.51 · 10 3.51 · 10 7.1 · 10   3.51 · 10 3.51 · 10   7.1 · 10 3.51 · 10 3.51 · 10   3.51 · 10 3.51 · 10   Using the autoprotolysis constant for water to solve for the concentration of hydroxide.  1 · 10   1 · 10 2.85 · 10   0 Equilibrium Concentrations      0.27   2.85 · 10 3.51 · 10 3.51 · 10     7.1 · 10  

 

17   In  the  previous  problem,  the  concentrations  of  the  solute  species  following  the  first  deprotonation  reaction  hardly  changed  after  undergoing  the  second  deprotonation  reaction. Explain how this result may have been predicted without calculations.  Considering the equilibrium constants for the two deprotonation reactions.  1.3 · 10 | 7.1 · 10 The  first  constant  was  already  significantly  small.  To  review  on  equilibrium  constants,  they’re numerical representations of the extent of reactions. If the K value is very high, that  ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

means  the  concentration  of  the  products  is  significantly  larger  than  the  concentration  of  the  reactants,  and  vice‐versa.  In  this  case,  we  could  predict  that  the  concentration  of  the  products would have been much less than the concentration of the product, which explains  why the initial concentration of the main polyprotic acidic compound did not change by a  significant  amount.  The  same  explanation  may  be  given  for  the  concentrations  of  the  compounds  after  the  second  deprotonation  reaction,  in  which  the  reaction  barely  proceeded, producing barely any of the products. In the case of multiple‐choice problems,  such judgments could be made given appropriate conditions such as these, and would also  save a decent amount of time.   

Calculate the pH for the following buffers at 25°C   

18  A solution of 0.78M   and 0.52M    / : 3.37   Always start out with the chemical equation and the equilibrium coefficient.   

  log

.

10

4.26 10  

  Setting up an “ICE” table should be natural by now. Set the initial concentrations into the  table. Note for the change in molarity, unless you’re very good and judging which way the  reaction would like to go, it won’t matter whether you assume that the reaction is going  towards the product side  losing HNO2 molecules  or going towards the reactant side  gaining HNO2 molecules . If the direction is wrong, the value of x will simply be negative.  Reaction      Initial Molarity  0.78  ‐ 0.52 0 Change in Molarity  ‐x  ‐ x x Equilibrium  Molarity 

0.78

‐

0.52

 

  0.52 4.26 10   0.78 Since Ka is sufficiently small, we can assume that the value of x is negligible.   0.52 4.26 10 6.39 10 0.78 log 3.19    

19  A solution of 0.64M  Chemical Equation 

 and 0.42M 

 

/

:

7.21  

  Note that you can set up this problem for the deprotonation reaction rather than the  protonation reaction and still get the same result, just use Ka instead.   log 10 . 6.17 10   ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

 

 

  0.64  ‐x 

Reaction  Initial Molarity  Change in Molarity  Equilibrium  Molarity 

‐ ‐

0.64

 

0.42 x

‐

0.42

0 x  

0.64 6.17 10   0.42 is sufficiently small, we can assume that the value of x is negligible.   0.64 6.17 10 4.05 10   0.42 log 7.39 14 6.61

Once again, since 

  20   Consider  an  1.00L  aqueous  solution  of  0.85M  .  What  volume  of  0.92M  would be necessary to prepare a buffer solution with a pH of 2.21?  / :   2.00 .   First off, start with the chemical reaction and equilibrium quotient:   Let us isolate 

 

 

 since we’re dealing with the pH of the buffer.    

log

log

log

log

log log

 

 

  

 

 

Fortunately, the above equation will be provided on the exam, so you don’t have to worry  about deriving it every time you need to use it. This was just for informational purposes.     First  off  we  should  solve  for  the  ratio  of  the  concentrations  required  for  the  particular  buffer pH.    2.21

2.00

log 10

Next, we’ll calculate the moles of  0.85

0.21 .

0.85

1.62

log

 

 

 present in the solution.  1

0.85

Since concentrations of both compounds will be in the same solution, the volumes cancel  ©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

out and gives the following:    Solving for the volume of required:  1.38 0.92

1.62  

 

0.85  1.38   

1.5

 

21  Balance the following skeletal equation of the reaction between permanganate ions and  sulfide ions within a basic solution using half‐reactions.        Oxidation Half‐Reaction:  No hydrogen or oxygen atoms to take care of, thus only balance the charges:  2 Reduction Half‐Reaction:  Balance oxygen atoms using water molecules 

 2   Rebalance the hydrogen atoms by adding water to the side requiring additional hydrogen  atoms and adding a hydroxide ion on the other side   4 4     2 Cancelling out repeated molecules  2  4   Balancing charges  3 2 4   Combined Reaction:  Retrieved half‐reaction, multiply by a coefficient to match their number of electrons. 3 2   2 2 3  4   New Half‐Reactions  3 3 6   4  8   2 6 2 Electrons cancel out and form a balanced redox equation 2 4 8   3 6  

22  Balance the following skeletal equation of the reaction between hydrazine and chlorine  ions within an acidic solution using half‐reactions.        Oxidation Half‐Reaction:  First balance out the nitrogen atoms 

2 Add water molecules to balance out the oxygen atoms

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

2 Add hydrogen ions to balance out hydrogen atoms 2 2 Balance out charges  2 2 Reduction Half‐Reaction: 

2 8 8

  8

 

Add water molecules to balance out oxygen atoms 

3   Add hydrogen atoms to balance out hydrogen atoms  6 3   Balance out charges  6 6 3   Combined Reaction:  Retrieved half‐reactions, multiply by coefficient 22 2 8 8   3   6 6 3 New Half‐reactions  4 2 4 16 16   3 3 18 18 9   Combine half‐reactions to form full reaction  electrons cancelled out   4

2

3

4

18

16

9

3

Cancel out repeated molecules to form balance equation 2 3 2 4 3 5   23  Calculate the equilibrium constant, K, for the following reaction at 25°C:  2 2 2              1.69  1  25°   /   0.025693 As defined earlier in the book  Δ ° And recently defined  Δ ° °  Hence:  ° °  

 

 

.

1.358 10 With such a large K value, this reaction essentially goes to completion.  .

 

24  A silver electrode in 0.032M Ag NO3  is connected to a hydrogen electrode in which the  pressure is 3.5 bar. If the cell potential is 0.081V at 25°C, what is the pH of the electrolyte?    0.80 , 2   0   This problem requires the use of the Nernst equation given as followed:  0.0257

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche

First to set up the redox half‐reactions 2 2 2 2  2           Balanced full reaction and determine cell potential  2       2 2

0.80 0.00   0

0.80

0.80  

  0.0257 0.081

0.80 0.719

ln

ln

0.0257 ln 2 0.01285 ln

  0.032

3.5

0.003584

55.95 ln 0.03584 2ln  1 55.95 ln 0.03584 2 1.342 10 log 12.87

 

 

  29.64 

   

   

©2009 Stephen Kok UC Berkeley Undergraduate

General Chemistry 1A Spring 2009 Professor Nitsche