"Allgemeine Chemie" am 14.02.2007

Wiederholungsklausur zur Vorlesung "Allgemeine Chemie" am 14.02.2007
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Aufgabe 1
a) Benennen Sie drei unterschiedliche Gittertypen für Salze der Zusammensetzung AB mit
Angabe der Koordinationszahlen für A und B. (6 Punkte)
Cäsiumchlorid CsCl
KZ (A) = KZ (B) = 8
Natriumchlorid NaCl
KZ (A) = KZ (B) = 6
Zinkblende ZnS
KZ (A) = KZ (B) = 4
b) Wieviele Oktaeder- und Tetraederlücken gibt es in einer kubisch-dichtesten Kugelpackung?
(2 Punkte)
4 Oktaederlücken
Oder: Zahl der Oktaederlücken entspricht Zahl der Atome, die die kubisch-dichteste
Kugelpackung aufbauen.
8 Tetraederlücken
Oder: Zahl der Tetraederlücken ist doppelt so hoch wie Zahl der Atome, die die kubisch-dichteste
Kugelpackung aufbauen.
1
c) Ein Salz ist aus Magnesium-, Aluminium- und Oxid-Ionen aufgebaut. In einer kubisch
dichtesten Kugelpackung der Oxid-Ionen besetzen die Mg2+-Ionen ein Achtel aller
Tetraederlücken und die Al3+-Ionen die Hälfte der Oktaederlücken.
Welche Summenformel hat das Salz? (2 Punkte)
Mg Al2 O4
Aufgabe 2
a) Die Reaktion C(s) + CO2
2 CO (g) ist endotherm.
Wie verschiebt sich die Gleichgewichtslage, wenn
(5 Punkte)
1) der Druck erhöht wird?
Nach links
(in Richtung niedrigerer Molzahl an Gas)
2) die Stoffmenge des Kohlenstoffs erhöht wird?
Nach rechts
(System reagiert so, dass gestiegene Konz. an C verringert wird)
3) die Temperatur erhöht wird?
Nach rechts
(Verschiebung in Richtung Verbrauch von Wärme, bei endothermer Reaktion in
Richtung Produkt)
4) das Volumen des Reaktionsgefäßes bei gleicher Anfangsmenge an CO2 verkleinert wird?
Nach links
(Volumenverringerung führt zu Druckerhähung, Gleichgewicht verschiebt sich in
die Richtung, welche die Molzahl von Gas verringert)
2
b) Gasförmiger Iodwasserstoff wird in einem geschlossenen Behälter bei 425°C gegeben, wo er
sich teilweise in Wasserstoff und Iod zersetzt. Im Gleichgewicht findet man für die
Konzentrationen, dass [HI] = 3,53 10-3 M, [H2] = 4,79 10-4 M und [I2] = 4,79 10-4 M beträgt.
Berechnen Sie KC bei dieser Temperatur. (3 Punkte)
2 HI (g)
I2 (g) + H2 (g)
KC =
[H2] [I2]
[HI]2
KC =
[4,79 10-4] [4,79 10-4]
[3,53 10-3]2
=
1,838 10-2
c) Berechnen Sie ∆G0 für die folgenden Reaktionen bei 298 K.
Falls die Reaktion unter Standardbedingungen bei 298 K nicht spontan ablaufen würde, bei
welcher Temperatur (wenn überhaupt) würde die Reaktion spontan werden (> oder < als 298 K)?
(5 Punkte)
2 PbS (s) + 3 O2 (g) → 2 PbO (s) + 2 SO2 (g)
∆H0 = -844 kJ mol−1, ∆S0 = -165 J mol-1 K−1
∆G0 = ∆H0 - T ∆S0
= -844 kJ mol−1
=
-844 kJ mol−1
+ 49,17 kJ mol-1
- (298 K . (-165 J mol-1 K−1))
=
-794,83 kJ mol-1
Reaktion läuft spontan ab
2 POCl3 (g) → 2 PCl3 (g) + O2 (g)
∆H0 = 572 kJ mol−1, ∆S0 = 178 J mol-1 K−1
∆G0 = ∆H0 - T ∆S0
= 572 kJ mol−1
=
572 kJ mol−1
-53,044 kJ mol-1
=
- (298 K . 178 J mol-1 K−1))
518, 956 kJ mol-1
Reaktion läuft nicht spontan ab
Reaktion läuft spontan ab, wenn T >>>>> 298 K
3
=
=
Aufgabe 3
a) Geben Sie die Valenzelektronenkonfiguration folgender Elemente an (3 Punkte):
Silizium
3s2 3p2
Stickstoff
2s2 2p3
Phosphor
3s2 3p3
b) Für welches Element erwarten Sie eine höhere Ionisierungsenergie? Begründen Sie Ihre
Entscheidung. (4 Punkte)
1) Silizium bzw. Phosphor
P
Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, da höhere
Kernladungszahl und kleinerer Atomradius
2) Stickstoff bzw. Phosphor
N
Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab, da kleinerer
Atomradius
c) Für welches Element, Natrium oder Magnesium, erwarten Sie eine Elektronenaffinität, die
näher bei Null liegt? Begründen Sie Ihre Entscheidung. (2 Punkte)
Mg
Erdalkali-Elemente haben positive Elektronenaffinität; zeigt das Widerstreben an, die energetisch
günstige s2-Konfiguration um ein zusätzliches Elektron zu erweitern.
4
Aufgabe 4
a) Zeichnen Sie die Strukturen der folgenden Verbindungen unter Zuhilfenahme der VSEPRRegeln. (4 Punkte)
POCl3
NH3
SF6
XeF2
b) Welche Struktur würden Sie für ein CO2−-Ion erwarten? Zu welchem neutralen Molekül ist es
isoelektronisch? Geben Sie die Valenzstrichformel für das Molekül an. (3 Punkte)
isoelektronisch zu NO2
c) Zeichnen Sie die Strukturen der beiden Isomere cis- und trans-Pt(NH3)2Cl2. Welches der beiden
Isomere besitzt ein Dipolmoment? (4 Punkte)
cis-Platin
trans-Platin
Cis-Platin hat Dipolmoment.
5
d) Konstruieren Sie die Molekülorbitaldiagramme und stellen Sie die Elektronenkonfigurationen
für das O2-Molekül und das O2−-Anion auf. Bestimmen Sie jeweils die Bindungsordnung.
(6 Punkte)
O2
Elektronenkonfiguration O2:
σ(1s)2σ*(1s)2σ(2s)2σ*(2s)2σ(2p)2π(2p)4π*(2p)2
Bindungsordnung: BO = ½ (Zahl der bindenden – Zahl der antibindenden Elektronen)
BO (N2) =
(8 – 4)
2
= 2
Elektronenkonfiguration O2-:
σ(1s)2σ*(1s)2σ(2s)2σ*(2s)2σ(2p)2π(2p)4π*(2p)3
BO (N2) = (8-5) / 2 = 1,5
6
Aufgabe 5
a) Formulieren Sie die Nernstgleichung. (2 Punkte)
E = E° + RT/nF . ln [Cox] / [CRed]
oder
E = E° + 0,059V / n . log [Cox] / [CRed]
b) Gegeben sind die Halbzellenpotentiale:
E0 = -0,440 V
Fe2+(aq) + 2e− = Fe(s)
Fe3+(aq) + e− = Fe2+(aq)
E0 = +0,771 V
Errechnen Sie, mit Hilfe von ∆G0, das Potential für folgende Reaktion:
(5 Punkte)
Fe3+(aq) + 3e− = Fe(s)
(Faradaykonstante F = 96485 C mol−1)
Zuerst ∆G° bestimmen, dann E°
∆G° = -nF . E°
Fe2+(aq) + 2e− = Fe(s)
Fe3+(aq) + e− = Fe2+(aq)
E0 = -0,440 V
E0 = +0,771 V
Fe3+(aq) + 3e− = Fe(s)
∆G(3)° = ∆G°(1) + ∆G°(2)
.
∆G(3)° = 0,88 V 2 F - (-0,771 V . F)
E(3)° = - ∆G(3)° / nF
=
=
∆G°(1) = -2 .F . (-0,440 V) = 0,88 V . 2 F
∆G°(2) = -1 .F . 0,771 V = -0,771 V . F
0,109 V . F
- 0,109 V . F / 3 F = - 0,036 V
Aufgabe 6
a) Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der angegebenen Elemente in folgenden Verbindungen:
(5 Punkte)
N in NH3
= -III
S in H2SO4 = +VI
O in H2O2 = -I
S in SO3
Mn in KMnO4 = +VII
7
= +VI
b) Geben Sie die Reduktions- und Oxidationsteilgleichungen sowie die GesamtReaktionsgleichungen für folgende Redox-Reaktionen an. (15 Punkte)
1) Kaliumpermanganat mit H2O2 in saurer wässriger Lösung
O2 + 2 H+ + 2 e-
Ox.
H2O2
→
Red.
MnO4- + 5 e- + 8 H+
→
/ .5
Mn2+ + 4 H2O
Gesamt: 2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+
→ 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
2) Cu2+ mit Zn in Wasser
Zn2+ + 2e-
Ox.
Zn
→
Red.
Cu2+ + 2e- →
Cu
+ Cu2+
→
Gesamt: Zn
Zn2+ + Cu
3) Aluminium mit Salzsäure
Al3+ + 3e-
Ox.
Al
→
Red.
H+ + e- →
Gesamt: Al
/ .3
½ H2
+ 3 HCl →
AlCl3 + 3/2 H2
4) Wasserstoffperoxid mit Kaliumiodid
I2 + 2e- + 2 K+
Ox.
2 KI
Red.
H2O2 + 2e- →
Gesamt:
→
2 KI
2 OH-
+ H2O2
→
I2
+ 2 KOH
5) Verbrennung von NH3 mit O2 zu N2 und H2O
Ox.
NH3
Red.
½ O2 + 2 e- + 2 H+
Gesamt:
2 NH3
→
½ N2
+ 3/2 O2
3e- + 3 H+
+
→
→
/ .3
H2O
N2
/ .2
+ 3 H2O
8
/ .2
Aufgabe 7
(9 Punkte)
a) Welchen pH-Wert hat eine 0,01 M HCl-Lösung?
pH = -log [H+] = -log (0,01) = 2
b) Welchen pH-Wert hat eine 0,1 M Essigsäure-Lösung (pKS = 4,75)?
pH = ½ (pKs – log co) = ½ (4,75 – log 10-1) = ½ (4,75 + 1) = 2,875
c) Welchen pH-Wert hat eine Lösung aus Essigsäure (pKS = 4,75) und Natriumacetat im
Molverhältnis 1:1 ?
pH = pKs = 4,75
(beim Molverhältnis 1:1)
d) Schätzen Sie die Änderung des pH-Werts bei Zugabe von 0,1 mol einer starken Säure zu der
unter c) genannten Essigsäure/Natriumacetat-Lösung ab.
Versetzt man eine Pufferlösung mit H3O+ - Ionen, werden die H3O+ - Ionen durch die AcetatIonen gepuffert; der pH-Wert nimmt nur geringfügig ab.
e) Welchen pH-Wert hat eine 0,1 M NaOH-Lösung?
pOH = -log c(OH-) = 1
pH + pOH = 14
pH
=
14
–
pOH
9
= 13
Aufgabe 8
(4 Punkte)
a) Formulieren Sie das ideale Gasgesetz.
pV=nRT
b) Die molare Masse eines Stoffes soll bestimmt werden.
Hierzu werden 33,5 mg des Stoffes in eine evakuierte Apparatur mit einem Volumen von 0,1 Liter
eingebracht und auf 423 K erhitzt. Die Substanz liegt bei diesen Bedingungen vollständig
gasförmig vor. Der Druck beträgt 6,2·103 Pa. Berechnen Sie die molare Masse des Stoffes.
(R = 8,314 kPa L mol-1 K-1)
PV= nRT
n=m/M
M=mRT/pV
M = 0,0335 g . 423 K . 8,314 103 Pa mol-1 L K-1
6,2 103 Pa . 0,1 L
=
190 g mol-1
Aufgabe 9
Erläutern Sie den Begriff Chelateffekt. Warum sind Chelatkomplexe allgemein sehr stabil?
Geben Sie zwei Beispiele für Chelat-Liganden. (5 Punkte)
Komplexe mit mehrzähnigen Liganden haben höhere thermodynamische Stabilität im Vergleich
zu Komplexen mit einzähnigen Liganden.
Erhöhung der Teilchenzahl bei Bildung der Chelatkomplexe;
d.h. positive Reaktionsentropie ∆S > 0 (Unordnung nimmt zu)
Beispiele: EDTA, Ethylendiamin, Carbonat-Ion, Oxalat-Ion …….
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Aufgabe 10
a) Skizzieren Sie die energetische Aufspaltung der d-Orbitale und deren Besetzung mit
Elektronen für ein Ni2+ - Ion im oktaedrischen Kristallfeld. (3 Punkte)
b) Geben Sie jeweils ein Beispiel für einen oktaedrischen high-spin und low-spin Komplex.
(2 Punkte)
Beispiele Low-Spin: [Fe(CN)6]3- / 4-, [Mn(CN)6]3-, fast alle Co3+- Komplexe
Beispiele High-Spin: Fe2+-, Fe3+-, Co2+- Komplexe mit Liganden wie H2O, F-, Cl-, NH3, ….
c) Wie nennt man den lichtinduzierten Elektronenübergang im MnO4- - Ion, der für die violette
Farbe verantwortlich ist? (1 Punkt)
charge Transfer - Übergänge
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