Musterlösung

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Klausur : Allgemeine und Anorganische Chemie
Mo. 21.02.11 : 08.30 – 11.30 Uhr
Musterlösungen
1.
Zeichnen Sie je eine Lewis-Formel (mit allen Formalladungen und freien
Elektronenpaaren) für folgende Moleküle/Ionen: Kohlendioxid, Cyanat, Blausäure,
Distickstoffmonoxid.
Kein fünfbindiger Stickstoff!
2.
Die Gleichung für das katalytische Reforming von Propan lautet
C3H8 + 3H2O → 3CO + 7H2
Berechnen Sie die Reaktionsenthalpie aus folgenden Bindungsenergien: C–C 348,
C–H 416, H–H 436, O–H 463, C≡O (in Kohlenmonoxid) 1075 kJ/Mol. Kommentieren
Sie die Zuverlässigkeit Ihres Ergebnisses.
Bindungsenergien der Edukte: 2×348 + 8×416 + 6×463 = 6802
Bindungsenergien der Produkte = 3×1075 + 7×436 = 6277
ΔH = 6802 – 6277 = 525 kJ
Limitierender Faktor: Bindungsenergien sind nicht konstant.
3.
(a) Natürliches Aluminiumoxid hat die Zusammensetzung Al2O3xxH2O (variabler
Wassergehalt). Welcher Wert von x entspräche der Verbindung Aluminiumhydroxid?
(b) Apatit hat die Formel 3Ca3(PO4)2xCaX2 (X– = einwertiges Anion wie F–, OH–, Cl–
). Die Formel lässt sich alternativ als Cap(PO4)qX ausdrucken. Berechnen Sie p und q.
Al2O3xxH2O = Al2O(3+x)H2x; 2Al(OH)3 wäre Al2O6H6, also x = 3.
3Ca3(PO4)2xCaX2 = Ca10(PO4)6X2; also (teilerfremd!) p = 5, q = 3.
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4.
Zeichnen Sie ein MO-Diagramm für das Molekül N2 (alle Orbitale kennzeichnen!).
Wie ändert sich die Bindungsordnung, wenn man das Molekül (i) zu N2+ ionisiert (ii)
mit minimaler Energie elektronisch anregt?
5.
Sind folgende Behauptungen richtig oder falsch (Begründungen!) ?: (i) Kw steigt mit
der Temperatur (ii) Starke Basen haben kleine pKB-Werte (iii) H3O+ kann zu
Wasserstoff reduziert werden (iv) Der Stromleitungsmechanismus "Protonensprung"
funktioniert nicht bei Basen.
(i) ja, Eigendissoziation des Wassers (2H2O
Chatelier)
H3O++ OH–) ist endotherm (le
(ii) ja, KB = [BH+][OH–]/[B] und ist bei stärkeren Basen größer, aber pKB =
–log(KB).
(iii) ja, z.B. Reaktion zwischen Säure und unedlem Metall, Zn + 2H3O+ → Zn2+
+ H2 !
(iv) doch,
6.
Was verstehen Sie unter: (i) einer binären Verbindung (ii) gebranntem Kalk (iii)
Dissoziationsgrad (iv) einer mehrbasigen Säure?
(i) besteht aus zwei Elementen
(ii) Calciumoxid, nach CaCO3 → CaO + CO2 (bei etwa 1000°C)
(iii) Der Dissoziationsgrad eines schwachen Elektrolyts ist der Bruchteil der
Moleküle, der dissoziiert ist.
(iv) Eine mehrbasige Säure hat mehr als ein H-Atom, das als Proton
dissozieren kann; z.B. H3PO4 (bildet drei Salzreihen). Normalerweise handelt
es sich um OH-Gruppen.
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7.
Leiten Sie die übliche Näherungsformel ab, die den pH-Wert einer Lösung einer
schwachen Säuren berechnet.
Bei einer schwachen Säure gilt
KS =
[H 3O + ][A − ]
[HA]
Soweit es keine sonstigen Quellen von H+ und A– gibt, gilt [H3O+] = [A–] =
K S [HA]
Bei einer schwachen Säure ist nur ein geringer Anteil der eingesetzten Konzentration
C dissoziiert:
[HA] = C – [H3O+] ≈ C
(da [H3O+] << C)
[H3O+] ≈ √(KSxC)
pH ≈ ½(pKS – log10C)
8.
Beschreiben Sie die großtechnische Gewinnung von Schwefelsäure.
Ausgangsstoff ist Schwefeldioxid. Hauptreaktion ist die exotherme Oxidation zu
Schwefeltrioxid, die jedoch sehr langsam ist.
SO2 (g) + ½O2 (g) → SO3 (g)
ΔH0 = –99 kJ
Die übliche Lösung (erhitzen!) würde zu schlechteren Gleichgewichtsausbeuten
führen (le Chatelier, exotherm), man verwendet also einen Katalysator
(Vanadiumpentoxid) bei Temperaturen von 400—500°C. Ein hoher Druck hilft auch
(le Chatelier, weniger Gasmole bei den Produkten)
2VO2 (f) + ½O2 (g) → V2O5 (f)
V2O5 (f) + SO2 (g) → SO3 (g) + 2VO2 (f)
Das Schwefeltrioxid könnte prinzipiell mit Wasser zu Schwefelsäure weiterreagieren
(ΔH –130 kJ/mol), bildet aber einen Nebel über der Flüssigkeit. Deswegen wird das
SO3 in Schwefelsäure schnell absorbiert, wobei Dischwefelsäure (Oleum) gebildet
und anschließend mit der berechneten Menge Wasser zu Schwefelsäure verdünnt
wird.
H2SO4 + SO3 → H2S2O7; H2S2O7 + H2O → 2H2SO4
9.
Folgende Gleichungen sind zu ergänzen und auszugleichen:
(i)
(ii)
(iii)
(iv)
MnO4– + SO32– → Mn2+ + SO42–
(in wässriger Lösung)
Ag (f) + HNO3 (konz.) → AgNO3 + NO (g)
Mn(OH)2 (f) + O2 → Mn(OH)3 (f) (in alkalischer Suspension)
P4O6 (f) + H2O → ?
(i)
MnO4– + 5e– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
SO32– + H2O → SO42– +2H+ + 2e–
2MnO4– + 5SO32– + 6H+ → 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O
(ii)
Ag + HNO3 → AgNO3 + H+ + e–
HNO3 +3H+ + 3e– → NO + 2H2O
3Ag + 4HNO3 → 3AgNO3 + NO + 2H2O
(iii)
Mn(OH)2 + OH– → Mn(OH)3 + e–
O2 + 2H2O + 4e– → 4OH–
4Mn(OH)2 + O2 +2H2O → 4Mn(OH)3
(iv)
P4O6 (f) + 6H2O → 4H3PO3
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10.
(a) Was ist ein ideales Gas? Nennen Sie ein Gas, das sich in etwa ideal verhält. (b)
Berechnen Sie das Volumen in Liter von 1 Mol eines idealen Gases bei 1 bar und 273
K. (Gaskonstante R = 8.314 J K–1 mol–1).
Ein ideales Gas hat keine intermolekularen Wechselwirkungen und kein
Eigenvolumen der Moleküle. Die Edelgase oder die "permanenten" Gase (H2, O2, N2)
sind in etwa ideal.
V = 8.314×273/105 = 0.0227 m3 = 22.7 L
11.
Warum sind folgende Substanzen bei Laborarbeiten gefährlich: (i) Flußsäure (ii) Ozon
(iii) Kohlenmonoxid (iv) Poloniumchlorid?
(i) HF erzeugt schwere und schlecht verheilende Ätzwunden (und ätzt Glasgeräte).
(ii) Ozon ist stark endergonisch und kann explodieren (bei hohen Konzentrationen,
besonders in Kontakt mit organischem Material). Es ist auch giftig. (iii) CO ist giftig
(blockiert den CO-Transport). (iv) Po ist radioaktiv und als α-Emitter besonders
gefährlich.
12.
Erklären Sie den Begriff Wasserstoffbrücke. Skizzieren Sie die Wasserstoffbrückensysteme bei (i) Ameisensäure HCOOH (ii) Eis (alle Brücken an einem
Wassermolekül).
Eine Wasserstoffbrücke ist eine Art Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Sie kommt in
Systemen δ–X—Hδ+L|Y(δ)– bei elektronegativen Atomen X und Y (haupts. F, O, N, Cl)
zustande. Die Energie einer H-Brücke liegt zwischen denen der vdW-Kräfte und der
kovalenten Bindungen.
Dimer
Polymer
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13.
Schreiben Sie einen Born-Haber-Kreisprozess für das Salz Calciumfluorid.
Zahlenwerte werden nicht benötigt. Geben Sie jedoch bei jeder Teilreaktion an, ob sie
exotherm oder endotherm ist (Begründung!).
Teilreaktion
Ca (f) → Ca (g)
Ca (g) → Ca2+ (g) + 2e−
F2 (g) → 2F (g)
2F (g) + 2e− → 2F− (g)
Ca2+ (g) + 2F− (g) → CaF2 (f)
Gesamtreaktion:
Ca (f) + F2 (g) → CaF2 (f)
14.
Enthalpieumsatz
(qualitativ)
Atomisierungsoder
Sublimierungsenthalpie
(ΔHat/ΔHsub) - ENDOTHERM
Summe der ersten beiden Ionisierungspotentiale (1.
+ 2.IP) - ENDOTHERM
Dissoziationsenergie (D0) - ENDOTHERM
–2×Elektronenaffinität (–2EA) - EXOTHERM
–Gitterenergie (–U) - EXOTHERM
Bildungsenthalpie (ΔH 0f (CaF2)) - EXOTHERM
Was ist der prinzipielle Unterschied zwischen den Reaktionen von (i) Aluminium mit
verdünnter Schwefelsäure und (ii) Kupfer mit konz. Schwefelsäure? Reagieren diese
Metalle auch mit Basen?
(i) ist eine Standardreaktion zwischen Säure und unedlem Metall (vgl. Aufgabe
5!): 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2. (ii) Kupfer ist ein Edelmetall und reagiert mit
Säuren deswegen unter Wasserstoffentwicklung nicht. Konz. Schwefelsäure ist
aber ein Oxidationsmittel, das zu SO2 reduziert wird: Cu + 2H2SO4 → CuSO4 +
SO2 + 2H2O.
Aluminium ist ein amphoteres Metall und reagiert auch mit Basen unter
Wasserstoffentwicklung: 2Al + 2OH− + 6H2O → 2[Al(OH)4]− + 3H2. Kupfer ist
gegenüber Basen unreaktiv.
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Sonderfragen 15—18
15.
Die Reaktion A + B → Produkte wird mit einem großen Überschuss an B
durchgeführt. Die Abbildung zeigt die Änderung der [A]-Konzentration im Verlauf
der Reaktion. Welche Ordnung hat das Geschwindigkeitsgesetz bezogen auf
Verbindung A?
Das Geschwindigkeitsgesetz lautet allgemein d[A]/dt = k [A]x[B]y. Da aber B in
großem Überschuss vorliegt, bleibt seine Konzentration in etwa konstant, so dass
d[A]/dt = k’[A]x. Die Abb. zeigt, dass d[A]/dt konstant ist, also keine Funktion von
[A], so dass x = 0; nullte Ordnung bezogen auf A!
16.
"Hauptgruppenmetalle bilden Kationen, indem sie ihre Valenzelektronen komplett
abgeben und dabei eine Oktettkonfiguration erreichen". Kommentieren Sie diese
Behauptung.
Die Behauptung ist in vielen Fällen korrekt, z.B. Ca2+, Al3+. Höher geladene Ionen
können nicht gebildet werden, denn es kostet zu viel Energie, um eine untere
Schale anzubrechen. Niedriger geladene Ionen wie Ca+ werden üblicherweise
nicht gebildet, da die Gitterenergie bzw. Hydratationsenergie der
maximalgeladenen Ionen ist zu günstig. Bei den schwersten Elementen der
mittleren Hauptgruppen sieht man einige Ausnahmen, denn das häufigste Kation
behält zwei s-Elektronen in der Valenzschale (z.B. Pb2+) – der Inert-Paar-Effekt.
Triviale Bemerkung: das Li+-Ion hat kein Oktett!
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17.
Wie viele ungepaarte Elektronen weisen folgende Übergangsmetallsysteme auf: (i)
oktaedrisch, d 6 low spin (ii) oktaedrisch, d 7 high spin (iii) tetraedrisch d 7 (iv)
quadratisch d 9?
Zahl der ungepaarten Elektronen:
0
3
3
1
Im tetraedrischen Fall sind die e-Orbitale niedriger als die t 2-Orbitale. Im
quadratischen Fall hat das x2–y2-Orbital bei weitem die höchste Energie (es ist das
einzige, das direkt gegen alle vier Liganden gerichtet ist); die Reihenfolge der
einzelnen Orbitale xy und z2 kann je nach System unterschiedlich sein. Alternativ: bei
9 Elektronen auf 5 Orbitale verteilt muß gerade ein Elektron ungepaart bleiben!.
18.
(a) Wie ist der Torsionswinkel Cl–C–C–Cl bei cis- bzw. trans-1,2-Dichlorethen? (b)
Wie ist der kleinste Torsionswinkel H–C–C–H bei der gestaffelten bzw. der
ekliptischen Form des Ethans?
H
H
C
C
H
H
H
Ethen
H
H
C
C
H
H
H
Ethan
(a) 0° (entlang der C=C-Bindung sind die Cl-Atome ekliptisch), 180° (b) 60°, 0°
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Links: cis-1,2-Dichlorethen (mitte: entlang der C=C-Bindung). Rechts: gestaffeltes
Ethan entlang der C-C-Bindung. Eine Skizze (oder passende Erklärung in Worten)
pro Torsionswinkel bitte!