Übungsfragen zur Vorlesung "Allgemeine und Anorganische Chemie"

Übungsfragen zur Vorlesung "Allgemeine und
Anorganische Chemie"
WS 2006/07
Aktualisierung spätestens am Tag nach der jeweiligen Vorlesung
Vorlesungen 1 und 2
1. Womit beschäftigt sich die Chemie ?
2. Wie kann man Stoffe einteilen ?
3. Ordnen Sie folgende Stoffe entsprechend der Klassifizierung zu:
H2O, S8, Kochsalzlösung, Luft, Amalgam, SO2, Milch, Blut, Natronlauge, Hämoglobin!
4. Handelt es sich bei den folgenden Vorgängen um chemische Reaktionen oder um
physikalische
Vorgänge ? Begründung angeben !
a) Lösen von Zucker
b) Zerlegung von Wasser
c) Schmelzen von Glas
d) Rosten von Eisen
e) Photosynthese
f) Sieden von Wasser
g) Backen von Kuchen
h) Destillation von Erdöl
i) Sauerwerden von Milch
j) Aushärten (Abbinden) von Kalkmörtel
5. Nennen Sie sechs physikalische Grundoperationen, mit denen sich heterogene in
homogene Systeme
und Lösungen in reine Stoffe trennen lassen und erläutern Sie diese kurz an einem Beispiel
!
Wichtige Größen - (pdf-Datei zum Herunterladen)
6. Unterscheiden Sie die Begriffe "Atommasse" und "relative Atommasse" !
7. Was versteht man unter der Stoffmenge, der AVOGADRO-Zahl, der Molmasse, dem
Molvolumen
sowie unter Stoffmengenkonzentration und Äquivalentkonzentration ?
8. Wie groß ist die Stoffmenge von 138 g Natrium ?
9. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration einer wäßrigen Lösung von 5,5 mol
gasförmigem
Chlorwasserstof in 5 l Wasser !
10. Es sind 250 g einer wäßrigen Kaliumbromidlösung mit einem Massenanteil von 12 %
herzustellen.
Wieviel ist einzuwägen ? [30 g KBr und 220 g H2O]
11. Eine Flasche mit Essigsäure trägt die Aufschrift: 85 % (Volumenanteil an reiner
Essigsäure).
Wieviel ml reine Essigsäure sind in 800 ml dieser Lösung enthalten ? [680 ml]
12. Welche Masse Zinksulfat (ZnSO4 x 7 H2O) wird zur Herstellung von 0,8 l einer 0,1 M
Zinksulfatlösung gebraucht ? [23 g] (Lit.: z. B. Röbisch S. 56)
Lit.: G. Röbisch, Elementare Stöchiometrie - größenrichtig und SI-gerecht.
13. 180 g einer Lösung mit einem Massenanteil an B von 68 % werden mit 140 g
Lösungsmittel verdünnt.
Welchen Massenanteil an B hat die verdünnte Lösung ? [ω=38,25 %] (Lit.: z. B. Röbisch
S. 63)
14. Aus einer Salzsäure mit einem Massenanteil an HCl von 26 % soll durch Verdünnen mit
Wasser
eine Salzsäure des Massenanteils an HCl von 1 % hergestellt werden. Welche Masse an
Wasser
ist zum Verdünnen zu verwenden ? [Die Masse der Ausgangslösung muß durch Zusatz
von Wasser
auf das 26-fache gebracht werden, z.B. 250 g Wasser + 10 g HCL (ω=26 %).]
15. Aus 0,9 kg Schwefelsäure mit einem Massenanteil von 78 % soll durch Zusatz von konz.
Schwefelsäure (Massenanteil: 98 %) eine 83 %-ige Schwefelsäure hergestellt werden. Welche
Masse an konz.
Schwefelsäure ist zuzusetzen ? [m(H2SO4 conc.)=300 g] (Lit.: z. B. Röbisch S. 65)
16. Berechnen Sie die Massenanteile der Elemente Na, S und O in der Verbindung Na2SO4 !
[ωNa=32,38 %, ωS=22,57 %, ωO=45,05 %] (Lit.: z. B. Röbisch S. 67)
17. Welche Masse an Roheisen kann man maximal aus 2 t Erz erhalten, das einen
Massenanteil an Fe3O4
von 72 % hat ? [mFe=1,04 t] (Lit.: z. B. Röbisch S. 68)
Vorlesung 3
18. Welche Masse an „Kristallsoda“, Na2CO3 • 10 H2O, muß zur Herstellung von 750 g 5%iger
Natriumcarbonatlösung eingewogen werden? [101,2 g]
19. Die Elementaranalyse ergab folgende Massenanteile: Kohlenstoff 75,88 %, Wasserstoff
6,42 %,
Stickstoff 17,81 %. Wie lautet die Verhältnisformel ? [C5H5N] (Lit.: z. B. Röbisch S. 69)
20. Wieviel g Blei(IV)-oxid entstehen bei der Oxidation von 20 g Blei ? [23,08 g]
21. Welche Masse Sauerstoff wird verbraucht, wenn 2 g Phosphor unter Bildung von P2O5
verbrannt
werden ? [m=2,58 g] (Lit.: z. B. Röbisch S. 72)
22. Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid sollen zu Schwefel und Wasser umgesetzt
werden. Welche
Masse an Schwefel erhält man, wenn 70 kg H2S und 142 kg SO2 in das Reaktionsgefäß
eingebracht
werden ? [m(S)=98,7 kg] (Lit.: z. B. Röbisch S. 73)
23. Ergänzen Sie folgende Tabelle !
2
Molmasse / g •
mol-1
...
Masse dieser
Stoffmenge / g
...
2 SO2
Name der
Substanz
...
0,5 Mg
...
0,5
...
...
...
Kohlendioxid
...
44,01
132,03
...
Salpetersäure
...
63,02
...
...
Natriumcarbonat
...
...
106,0
Stoffmenge / mol
24. Aus 50 g Magnesiumsulfat-Heptahydrat ("Bittersalz") soll eine Lösung hergestellt
werden, die bezogen auf wasserfreies Magnesiumsulfat - einen Massenanteil von 20 % hat.
Welche Masse an Wasser ist zuzusetzen ? [72,1 g]
25. Schwefelverbindungen sind unerwünschte Bestandteile mancher Öle. Der Schwefelgehalt
kann
bestimmt werden, indem der gesamte Schwefel in Sulfat-Ionen überführt wird und diese
als BaSO4
abgetrennt werden. Aus 6,3 g eines Öls wurden 1,063 g BaSO4 erhalten.
Wieviel % Schwefel enthält das Öl ? [2,31 %]
26. Welches Volumen an Sauerstoff (unter Normalbedingungen) erhält man bei der
thermischen
Zersetzung von 30 g Kaliumchlorat ? Die Ausbeute soll 92,6 % betragen ? [7,6 l]
27. Charakterisieren Sie die beim radioaktiven Zerfall auftretende Strahlung (3 Arten) !
28. Welche Beziehungen bestehen zwischen Massenzahl, Ordnungszahl, Neutronenzahl,
Kernladungszahl,
Protonenzahl, Nukleonenzahl ?
29. Formulieren Sie die Kernreaktionsgleichung für den α-Zerfall von 226-Ra !
30. Wie ändern sich Massenzahl, Neutronenzahl und Protonenzahl beim α-Zerfall und beim
ß(-)-Zerfall ?
31. Erläutern Sie die Begriffe "Nuklide" und "Isotope" an je zwei Beispielen !
32. Erläutern Sie die Altersbestimmung C-haltiger Organismen !
33. Wodurch wird ein chemisches Element charakterisiert ? Was versteht man unter
Reinelementen, und was
unter Mischelementen ? Nennen Sie je je Beispiel !
Vorlesung 4
34. Chlor besteht aus den Isotopen 35Cl und 37Cl. Die rel. Atommasse beträgt 35,435. In
welchem Verhältnis liegen beide Isotope vor ?
[78 % 35Cl, 22 % 37Cl]
35. Was versteht man unter dem Massendefekt ?
36. Beschreiben Sie den RUTHERFORDschen Streuversuch !
37. Was sind die Grundgedanken des RUTHERFORDschen Atommodells ?
38. Wie kommt Wasserstoff vor ?
39. Welche physikalischen Eigenschaften besitzt Wasserstoff ?
Vorlesung 5
40. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen:
a) elektrochemische Zersetzung von Wasser
b) Darstellung von Wasserstoff aus einem unedlem Metall und verdünnter Salzsäure
c) Herstellung von Wassergas/Synthesegas und Konvertierung
d) Steam-Reforming-Verfahren
41. Wie könnte man Diwasserstoff von nasc. Wasserstoff experimentell unterscheiden
(Gleichung angeben !) ?
42. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Chlorknallgasexplosion !
43. Zur Spaltung von Chlor-Molekülen in Chlor-Radikale ist eine Energie von (ΔH=+243
kJ/mol) erforderlich. Begründen Sie,
warum die Bindungsspaltung mit grünem Licht (λ=550 nm) nicht gelingt (mit
Berechnung) ! h = 6,62608 • 10-34 J/s
44. Begründen Sie, warum Diwasserstoff nicht durch Licht (visueller Bereich) gespalten
werden kann (mit Berechnung) !
(ΔH=+436 kJ/mol)
45. Nennen Sie die drei Gruppen binärer Wasserstoffverbindungen, die entsprechenden
Strukturmerkmale und je zwei Beispiele !
46. Formulieren Sie jeweils eine Reaktionsgleichung
a) Ammoniaksynthese (HABER-BOSCH-Verfahren)
b) Hydrocracking
c) Hydrotreating
d) FISCHER-TROPSCH-Synthese
e) Herstellung reiner Metalle mit Diwasserstoff !
Vorlesung 6
47. Welcher Grundwiderspruch zu den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik bildete den
Anlaß zur Formulierung der
beiden BOHRschen Postulate ? Wie lauten sie ? Geben Sie auch je eine Gleichung an !
48. Was ist der Grundgedanke der Quantentheorie (PLANCK 1900) ?
49. Berechnen Sie die Wellenlänge eines Photons der Frequenz 1,2 x 1015 Hz ! Wie groß ist
die Energie eines solchen Photons ? Wie groß ist
die Energie eines Mols solcher Photonen (in kJ/mol) ? Wie nennt man diese Strahlung ?
[λ=250 nm; 7,9 x 10-19 J; 477 kJ; UV]
50. Beschreiben Sie das Emissionsspektrum des Wasserstoffs ! Wie kommt es zustande ? Mit
welcher Gleichung läßt es sich deuten ?
Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen Energie, Frequenz und Wellenlänge der
beobachteten Strahlung !
51. Nennen Sie die Nachteile des BOHRschen Atommodells !
52. Welche Quantenzahlen gibt es (Name und Symbol) ? Was wird mit der jeweiligen
Quantenzahl charakterisiert ? Welche Auswahlregeln gelten
für sie ?
53. Nennen und erläutern Sie die drei Regeln/Prinzipien, die dem Aufbau von
Mehrelektronensystemen und damit dem PSE zugrunde liegen !
54. In welcher Reihenfolge werden die Energieniveaus (1s, 2s ...) besetzt ?
55. Geben Sie die Elektronenkonfiguration von 6C, 13Al, 23V, 24Cr, 30Zn, 42Mo, 47Ag, 57La, 79Au
und 92U an !
56. Geben Sie die Valenzelektronenkonfiguration von 9F, 20Ca und 33As an !
57. Zeichnen Sie die Energieniveauschemata (mit Unterniveaus) für die in der Aufgabe 55
enthaltenen Elemente !
Geben Sie für die zuletzt eingebauten Elektronen die Quantenzahlen an !
Vorlesung 7
58. Charakterisieren Sie die 4 Elementblöcke des PSE hinsichtlich der für sie typischen
Elektronenkonfiguration!
59. Definieren Sie folgende Begriffe! Welche Trends gibt es innerhalb der Hauptgruppe von
oben nach unten und innerhalb
der Periode von links nach rechts ? Geben Sie dafür jeweils eine Begründung !
a) Atomradius
b) Ionenradius
c) Erste Ionisierungsenergie
d) Elektronenaffinität
e) Elektronegativität
60. Nennen Sie die Hauptbestandteile der Luft mit den jeweiligen Anteilen !
61. a) Wenn man ein Becherglas mit flüssiger Luft stehen läßt, färbt sich die Flüssigkeit nach
einiger Zeit blau.
Begründen Sie diese Erscheinung !
b) Warum zersplittert eine Tomate, wenn sie in flüssige Luft getaucht wurde ?
62. Wieviel g Sauerstoff werden zur Verbrennung von 1,5 g Wasserstoff benötigt ? Wieviel g
Wasser entstehen dabei [12 g; 13,5 g]
Vorlesung 8
63. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Oxidation von rotem Phosphor und
Eisenpulver !
64. Erläutern Sie das Prinzip des LINDE-Verfahrens !
65. Was versteht man unter Katalyse und was unter einem Katalysator ? Worauf beruht die
Wirkung eines Katalysators ?
Skizzieren Sie die Energieänderung in Abhängigkeit vom Reaktionsverlauf für eine
endotherme Reaktion ohne und mit
Katalysator !
66. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die
a) katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid
b) thermische Zersetzung von Kaliumchlorat
67. Beschreiben Sie die Struktur des Ozonmoleküls ! Geben Sie auch die Resonanzstrukturen
mit den entsprechenden LEWISFormeln an !
68. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Darstellung von Ozon im SIEMENSOzonisator !
Wie kann man das gebildete Ozon nachweisen ? (Reaktionsgleichung angeben !)
69. Erläutern Sie die Funktion des Ozons in der erdnahen Troposphäre !
70. Begründen Sie anhand von Reaktionsgleichungen die zerstörerische Wirkung von
Chlorfluorkohlenwasserstoffen auf die Ozonschicht !
71. Definieren Sie den Begriff "Bildungsenthalpie" !
Warum ist Ozon eine endotherme Verbindung ?
Periodensysteme im Internet:
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Vernetztes Studium Chemie - PSE
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Vorlesung 9
72. Was versteht man unter der HEISENBERGschen Unschärferelation (Formulierung und
Gleichung) ?
73. Was besagt das Konzept der Materiewellen von DE BROGLIE (Formulierung und
Gleichung) ?
74. Was versteht man unter einem Atomorbital ? Wodurch unterscheiden sich Atomorbitale ?
75. Welche drei Quantenzahlen ergeben sich aus der Schrödinger-Gleichung ? Was wird
durch sie jeweils charakterisiert ?
Welche Auswahlregeln gelten für sie ?
76. Skizzieren Sie die räumliche Gestalt des s-, der drei p- und der fünf d-Orbitale in einem
räumlichen Koordinatensystem !
77. Wann kommt es zur Ausbildung chemischer Bindungen (Betrachtung der Energie und der
Elektronenkonfiguration) ?
78. Geben Sie einen Überblick über die Einteilung chemischer Bindungen!
79. Erläutern Sie das Wesen der kovalenten, der ionischen und der metallischen Bindung an je
zwei Beispielen !
80. Skizzieren Sie den Energieverlauf in Abhängigkeit vom Kernabstand beim Annähern
zweier Wasserstoffatome !
81. Erläutern Sie die Grundgedanken der LEWIS-Theorie! Geben Sie die LEWIS-Formeln
von Diwasserstoff, Dichlor, Disauerstoff, Distickstoff,
Kohlendioxid und Wasser an !
82. Was versteht man unter der Oktettregel ?
83. Formulieren Sie die mesomeren Grenzstrukturen (Resonanzformeln) für HNO3, NO3-,
CO32- und C6H6 !
84. Erläutern Sie das Prinzip der Oktetterweiterung an den Beispielen PCl5 und SF6 !
Vorlesung 10
85. Wenden Sie die 18-Elektronen-Regel auf das Komplex-Ion [Co(NH3)6]3+ an !
Was versteht man unter einer koordinativen (dativen) Bindung ?
86. Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen Stärke der kovalenten Bindung,
Dissoziationsenergie, Bindungslänge und Bindungsgrad an
den Beispielen Difluor, Disauerstoff und Distickstoff !
87. Nennen Sie die 4 Regeln des VSEPR-Modells und erläutern Sie diese an je einem Beispiel
!
88. Welche Geometrien sind für Molekülverbindungen der allgemeinen Zusammensetzung
AB2, AB3, AB3E, AB4, AB4E2, AB5 und AB6 zu erwarten ?
Ordnen Sie die Verbindungen BeCl2, CO2, BF3, CO32-, NO3-, CH4, PCl5,
SF6, SO32-, NH3, XeF4, PCl3 dem jeweligen Strukturtyp zu !
89. Erläutern Sie den Grundgedanken der VB-Theorie an den Beispielen Diwasserstoff und
Distickstoff. !
Vorlesung 11
90. Vergleichen Sie σ- und π-Bindungen miteinander ! Wie kommen sie zustande ? Gehen Sie
dabei auch auf die freie Drehbarkeit
und die Stärke der Bindungen ein !
91. Was versteht man unter der Doppelbindungsregel ? Womit kann sie begründet werden ?
92. Was versteht man unter Hybridisierung ? Erläutern Sie die Bindungsverhältnisse im
Methan, Ethan, Ethen, Ethin ! Geben Sie dabei
auch auf die charakteristischen Bindungswinkel ein !
93. Nennen Sie 7 Arten der Hybridisierung, die zugehörige Zahl der gebildeten
Hybridorbitale mit ihrer jeweiligen Orientierung (Geometrie)
und je ein Beispiel !
94. Worin besteht der Grundgedanke der MO-Theorie ?
95. Zeichnen Sie das MO-Schema für Diwasserstoff ! Warum existiert He2 nicht ? Berechnen
Sie die entsprechenden Bindungsordnungen !
96. Sauerstoff ist paramagnetisch. Was versteht man unter dieser Eigenschaft ? Worin besteht
die Ursache ? Formulieren Sie die mesomeren
(LEWIS-)Grenzformeln, die diesen Sachverhalt einerseits und die Bindungsordnung
andererseits widerspiegeln !
97. Zeichnen Sie das MO-Schema von Disauerstoff (Triplett-Sauerstoff) ! Erklären Sie die
Bezeichnung Triplett-Sauerstoff !
98. In welchen Strukturmerkmalen (π*-Orbitale angeben) und in welchen Eigenschaften
unterscheidet sich der Triplett-Sauerstoff vom SingulettSauerstoff ? Wofür kann deshalb der Singulett-Sauerstoff verwendet werden ?
99. Wie kommt die Färbung der Blätter im Herbst zustande ?
Vorlesung 12
100. Beschreiben Sie die Struktur des Wasserstoffperoxid-Moleküls (111 °!) und geben Sie
dafür eine Begründung !
Wie ist die Stärke der O-O-Bindung einzuschätzen ?
101. Formulieren Sie die Redoxgleichungen für die Wirkung von H2O2 (saures Mileu)
a) als Oxidationsmittel (Iodid-Ionen werden zu Iod oxidiert) und
b) als Reduktionsmittel (Permanganat-Ionen werden zu Mangan2+-Ionen reduziert, bei
gleichzeitiger O2-Bildung) !
102. Zeichnen Sie das Zustandsdiagramm des Wassers mit folgenden charakteristischen
Kurven bzw. Punkten:
Schmelz-, Sublimations-, Dampdruckkurve; Schmelz-, Tripel- und kritischer Punkt.
Leiten Sie daraus fünf wesentliche Schlußfolgerungen ab !
103. Wie kann der Bindungswinkel im Wassermolekül von 104,5 ° begründet werden ?
104. Nennen sie sechs Eigenschaften des Wassers !
105. Welche Voraussetzungen müssen erfüllt sein, damit es zur Ausbildung von
Wasserstoffbrückenbindungen kommen kann ?
Wie ist die Stärke der Wasserstoffbindungen im Vergleich zu van-der-Waals-Bindungen
und zu Ionenbindungen einzuschätzen ?
Wie wirken sich Wasserstoffbrückenbindungen auf die Eigenschaften aus ?
106. Beschreiben Sie die Struktur von Eis !
107. Was versteht man unter der Dichteanomalie des Wassers ! Nennen Sie vier sich daraus
ergebende Konsequenzen !
Vorlesung 13
108. Wie wird die Energie zur Überwindung der Gitterenergie beim Lösen von
a) Molekülverbindungen (Molekülgitter, z.B. Zucker)
b) Ionenverbindungen (Ionengitter, z.B. NaCl)
aufgebracht ?
109. Definieren Sie die Begriffe Kationen, Anionen, Katode, Anode !
110. Wodurch unterscheiden sich Elektrolyte von Nichtelektrolyten (mit Begründung, je zwei
Beispiele angeben !) ?
111. Formulieren Sie die Gleichungen für die Dissoziation von Natriumchlorid,
Calciumchlorid und Ammoniumnitrat !
112. Die Leitfähigkeit folgender Systeme wurde gemessen: Wasser, Natriumchlorid-Lösung,
Salzsäure, Saccharose-Lösung, Essigsäure.
Ordnen sie die genannten Verbindungen nach steigender Leitfähigkeit. Wie sind die
Unterschiede zu begründen ?
113. Was versteht man unter Osmose ? Beschreiben und begründen Sie die Veränderungen an
den Erythrocyten beim Kontakt mit
a) Wasser, b) NaCl, (ω=20 %) oder c) (ω=0,9 %; isotonische Kochsalzlösung) !
114. Worin besteht das Wesen der Ionenbeziehung ? Charakterisieren Sie die folgenden
Verbindungen hinsichtlich ihrer Bindungsart:
CO2, KCl, HCl, ZnS, O2, HI !
115. Nennen Sie drei Eigenschaften, die für Ionenverbindungen (Salze) charakteristisch sind !
Vorlesung 14
116. Was versteht man unter Gitterenergie ? Wofür ist ihre Kenntnis wichtig ? Welchen
Zusammenhang gibt es zwischen den Ladungen
der Kationen und Anionen sowie dem Abstand und der Gitterenergie ?
117. Für die Struktur der Ionenverbindungen sind die Ionenradien besonders wichtig. Welcher
Zusammenhang existiert zwischen
a) Ionenradius und Koordinationszahl
b) Größe des Ionenradius von Kationen und Anionen
c) Ionenradius und Stellung in der Hauptgruppe und innerhalb der Periode (nur Tendenz
angeben !)
d) Ionenradius von positiven Ionen (gleiches Ion, gleiche KOZ) und Ionenladung.
118. Nennen Sie allgemeine Prinzipien für den Aufbau von Ionenverbindungen (Symmetrie,
KOZ, Packung) !
119. Wie lautet der HESSsche Satz ?
120. Erläutern Sie, wie man mit Hilfe des HABER-BORN-Kreisprozesses die Gitterenergie
ermitteln kann !
121. Viele Salze sind trotz hoher Gitterenergie gut wasserlöslich ? Wie kann dieser
Sachverhalt begründet werden ?
122. Diskutieren Sie den Einfluß von Energie- und Wahrscheinlichkeitsparametern auf den
freiwilligen Ablauf chemischer Reaktionen !
Vorlesung 15
123. Was versteht man unter der Aktivität eines Ions in einer Lösung ? In welchem Fall kann
mit der Konzentration anstelle der Aktivität gerechnet
werden (mit Begründung) ?
124. Bei der Reaktion von 1 mol Ethanol mit 1 mol Essigsäure werden 2/3 mol
Essigsäureäthylester und 2/3 mol Wasser gebildet.
Berechnen Sie die Geichgewichtskonstante ! [4]
125. Diskutieren Sie die Lage des chemischen Gleichgewichts in Abhängigkeit von der
Gleichgewichtskonstante K sowie den Zusammenhang
zwischen freier Reaktionsenthalpie und K !
126. Erläutern Sie den Einfluß der Konzentrationen der Reaktionsteilnehmer auf die Lage des
chemischen Gleichgewichts am Beispiel der Oxidation
von Schwefeldioxid !
127. Erläutern Sie den Einfluß der Temperatur und des Druckes (Gesamtdruck) auf die Lage
des chemischen Gleichgewichts am Beispiel
der Ammoniaksynthese (ΔH=-92,4 kJ/mol)!
128. Was versteht man unter dem Prinzip von Le Chatelier und Braun ?
129. Wie lauten die beiden Hauptsätze der Thermodynamik (jeweils zwei Formulierungen
angeben ! ) ?
Vorlesung 16
130. Erläutern Sie am Beispiel der Iodwasserstoffsynthese
a) den Zusammenhang zwischen der Gleichgewichtskonstante und den
Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion
b) wie die Reaktionsgeschwindigkeit der Hin- und die Reaktionsgeschwindigkeit der
Rückreaktion definiert sind !
131. Welche empirische Regel gilt für den Einfluß einer Temperaturerhöhung auf die
Reaktionsgeschwindigkeit ?
132. Geben Sie die Arrheniusgleichung in Form einer Geradengleichung an !
133. Nennen Sie fünf leichtlösliche und fünf schwerlösliche Stoffe (Lösungsmittel: Wasser) !
134. Was versteht man unter dem Löslichkeitsprodukt ? Erläutern Sie es an einem
selbstgewählten Beispiel !
135. Berechnen Sie die Löslichkeit von
a) Quecksilber(II)-sulfid, KL = 3•10-54 mol2/l2
b) Blei(II)-chlorid, KL = 2,12•10-5 mol3/l3 !
136. Erläutern Sie, warum bei der argentometrischen Chlorid-Bestimmung nach MOHR der
Titrationsendpunkt
an der Braunfärbung der Lösung erkannt werden kann (Gleichungen, Löslichkeiten) !
KL(AgCl) = 2•10-10 mol2/l2, KL (Ag2CrO4) = 4•10-12 mol3/l3
137. Wie wirken sich gleichionige Zusätze auf die Löslichkeit aus ? Um wieviel sinkt die
Löslichkeit von AgCl, wenn anstelle
von reinem Wasser eine Lösung verwendet wird, deren Konzentration an Chlorid-Ionen
-1
10 beträgt (KL s.o.) ?
138. Wie wirken sich fremdionige Zusätze auf die Löslichkeit aus ? Wie ist dieses Verhalten
zu begründen ?
139. Nennen Sie drei Nachteile des Säure-Base-Konzepts von ARRHENIUS !
140. Erläutern Sie das Säure-Base-Konzept von BRÖNSTED und LOWRY !
141. Ordnen Sie die folgenden Verbindungen bzw. Ionen den Stoffgruppen Neutralsäuren,
Kationensäuren, Anionensäuren,
Neutralbasen, Kationenbasen, Anionenbasen, Ampholyte zu:
Wasser, Phosphorsäure, Hydrogencarbonat-Ionen, Carbonat-Ionen, Ammoniak,
Hydroxid-Ionen, Acetat-Ionen, Essigsäure,
Hexaquaaluminium-Ionen, Salzsäure, Sulfat-Ionen.
142. Was versteht man unter dem Ionenprodukt des Wassers ?
143. Der pH-Wert eines Orangensafts wurde mit 2,4 gemessen. Eine Borax-Lösung hatte
einen pH-Wert von 9,2.
Berechnen Sie für beide Lösungen die pOH-Werte sowie die Konzentrationen an
hydratisierten Wasserstoff- und Hydroxid-Ionen !
Vorlesung 17
144. Was versteht man unter dem nivellierenden Effekt des Wassers ?
145. Welche Reaktion erwarten Sie für die wäßrigen Lösungen von
a) Na3PO4
b) Na2CO3
c) KCl
d) [Fe(H2O)6]3+
e) Na2SO4 ?
146. Berechnen Sie die pH-Werte von
a) 0,5 M HCl
b) 0,05 M H2SO4
c) 0,2 M Hac; pKS(Hac) = 4,74
d) 1 M NH4Cl; pKB(NH3) = 4,75
e) Natriumdihydrogenphosphat-Lösung
(pKS1=2,16; pKS2=7,21; pKS3=12,32 der Phosphorsäure)
f) 0.2 M NaOH
g) 0.5 M Ca(OH)2 !
147. Entscheiden Sie, welche der nachfolgend genannten Reaktionen tatsächlich stattfinden !
Begründen Sie Ihre Entscheidung !
a) Salzsäure + Ammoniak
b) Salzsäure + Natriumhydrogencarbonat
c) Ammoniak + Wasser
d) Natriumchlorid + Essigsäure
pKS(HCl) = -7; pKS(NH4+) = 9,25; pKB(OH-) = -1,74; pKS(HCO3-) = 10,33
148. Skizzieren Sie die Titrationskurven pH=f(vNaOH) für die Titration von 0,1 M HCl bzw.
0,1 M Hac mit jeweils 1 M NaOH als Maßlösung !
Kennzeichnen Sie die Äquivalenzpunkte und den pKS-Wert von Hac ! Wählen Sie für
für die jeweilige Titration einen geeigneten Indikator aus
(Begründung angeben) !
Umschlagsbereiche einiger Indikatoren: Thymolbblau 1,2-2,8; Lackmus 5,0-8,0;
Phenolphthalein 8,2-10,0.
149. Was versteht man unter dem Umschlagspunkt eines Indikators ? Warum ist für die
praktische Anwendung der Umschlagsbereich relevant ?
150. Erläutern Sie das OSWALD'sche Verdünnungsgesetz !
Vorlesung 18
151. Was sind Puffer ? Erklären Sie die Wirkungsweise der nachfolgend genannten
Puffersysteme anhand der jeweiligen Reaktionsgleichungen !
a) Essigsäure/Acetat-Puffer b) Ammoniak/AmmoniumchloridPuffer c) Dihydrogenphosphat/Hydrogenphosphat-Puffer
d) Carbonat/Hydrogencarbonat-Puffer
152. Was versteht man unter der Puffergleichung ?
153. Es sind Pufferlösungen des pH-Wertes 5,0 bzw. 8,5 herzustellen. Wählen Sie jeweils ein
geeignetes Puffersystem aus (pKS-werte: s.o.) !
Wie ist vorzugehen, um 1 l Pufferlösung herzustellen, wenn jeweils Ausgangslösungen
der Stoffmengenkonzentration 2 mol/l zur Verfügung stehen ?
[355 ml Hac + 645 ml Naac; 849 ml NH4Cl + 151 ml NH3(aq)]
Vorlesung 19
154. Wie entstehen Komplexe und wie sind sie zusammengesetzt ? Warum bilden die
Nebengruppenelemente besonders viele Komplexverbindungen ?
155. Formulieren Sie jeweils zwei Komplexbildungsreaktionen, bei denen sich a) die
Löslichkeit und b) die Farbe ändern !
156. Definieren Sie die Begriffe Koordinationszahl und Zähnigkeit !
157. Was versteht man in der Komplexchemie unter Maskierung ? Erläutern Sie diesen
Sachverhalt an einem Beispiel !
158. Geben Sie die Namen bzw. Formeln für folgende Komplexverbindungen an:
a) Hexaquachrom(III)-chlorid
b) Na3[(Cu(CN)4]
c) Dichlorotetraaquachrom(III)-chlorid
d) Natriumhexahydroxostannat(IV)
e) Kaliumhexacyanoferrat(II) - gelbes Blutlaugensalz.
159. Begründen Sie durch Angabe der Strukturformeln und der Haftatome, warum
Ethylendiamin ein zweizähniger und Ethylendiamintetraacetat (EDTA)
ein sechszähniger Ligand ist ! Wie nennt man Komplexe mit solchen mehrzähnigen
Liganden und wodurch zeichnen sie sich aus ?
160. Erläutern Sie die Wasserhärtebestimmung !
161. Wie erfolgt die Bestimmung von Calcium-Ionen ?
162. Was versteht man unter Oxidationen, Reduktionen, Oxidationsmittel, Reduktionsmittel ?
Vorlesung 20
163. Welche der nachfolgenden Reaktionen finden statt (Reaktionsgleichungen
vervollständigen !) ?
Begründen Sie den Sachverhalt ! Verwenden Sie dazu die Begriffe
Reduktionskraft/Oxidationskraft, unedel/edel sowie hoher Lösungsdruck/Tendenz
sich abzuscheiden !
a) Cu (s) + Ag+ (aq)
b) Zn (s) + Cu2+ (aq)
c) Cu (s) + Zn2+ (aq)
164. Ordnen Sie die Halogenid-Ionen Cl-, Br- und I- nach steigender Reduktionskraft !
Welche der wäßrigen Lösungen von Chlor, Brom und Iod besitzt das stärkste
Oxidationsvermögen ?
165. a) Was versteht man unter der Spannungsreihe ? Erläutern Sie die Zusammenhänge
zwischen der Stellung eines korrespondierenden
Redoxpaares in der Spannungsreihe sowie der Reduktions-/Oxidationskraft, dem
edlem bzw. unedlem Charakter, dem Lösungsdruck bzw.
der Tendenz sich abzuscheiden ! Beziehen Sie in Ihre Erläuterungen je zwei
selbstgewählte Beispiele für korrespondierende Redoxpaare
aus der Metallchemie bzw. aus der Nichtmetallchemie ein !
b) Ein Kupferblech wird in eine Silbernitratlösung getaucht. Erläutern Sie die Vorgänge,
die zur Entstehung der elektrochemischen Doppelschicht
führen !
166. Skizzieren Sie eine Versuchsanordnung, bei der die Kombination der räumlich
getrennten korrespondierenden Redoxpaare Cu(s)/Cu2+(aq)
und Ag(s)/Ag+(aq) zur Stromgewinnung genutzt werden kann ! Kennzeichnen Sie
Oxidation, Reduktion, Anode und Katode,
Orte mit hohem und niedrigem Elektronendruck, Orte mit höherem und niedrigerem
Potential sowie die Richtung des Stromflusses !
167. Wie ist eine Normalwasserstoffelektrode aufgebaut und wozu dient sie ?
168. Auf welche Weise läßt sich vorhersagen, ob Redoxreaktionen tatsächlich ablaufen ?
169. Warum lösen sich Zink und Magnesium in Salzsäure, Kupfer dagegen nicht ? Warum
eignet sich Salpetersäure dazu, Kupfer aufzulösen ?
Formulieren Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen !
Vorlesung 21
170. Warum können Chlorid-Ionen nur von einer stark sauren KMnO4-Lösung (z. B. pH = 0)
zu Chlor oxidiert werden, während die Oxidation
von Bromid zu Brom bereits in essigsaurer Lösung (z. B. pH = 3) und die Oxidation von
Iodid zu Iod sogar aus neutraler Lösung gelingt.
E0 (2Cl- /Cl2) = +1,36 V, E0 (2Br-)/Br2) = +1,07 V, E0 (2I- /I2) = +0,54 V, E0
2+/
(Mn MnO4-) = +1,51 V.
171. Entscheiden Sie, ob die folgenden Reaktionen ablaufen (Begründung angeben) !
Formulieren Sie gegebenfalls die entsprechenden Reaktionsgleichungen !
a) Zinknitrat + Blei E0 (Zn/Zn2+) = - 0,76 V, E0 (Pb/Pb2+) = - 0,13 V
b) Eisen(II)-chlorid + Kupfer E0 (Fe/Fe2+) = - 0,41 V, E0 (Cu/Cu2+) = + 0,34 V
c) Chlorid + Permanganat E0 (Mn2+/MnO4-) = +1,51 V, E0 (2Cl- /Cl2) = +1,36 V.
172. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen
a) Magnesium + Salzsäure
b) Oxalat + Permanganat
c) Permanganat + Salzsäure
d) Kupfer + Salpetersäure
e) Iodid + Chlorwasser
f) Wasserstoffperoxid + Thiosulfat (saures Milieu)
g) Braunstein + Salzsäure
h) Disproportionierung von Kaliumchlorat
173. Geben Sie die Oxidationszahlen an: Phosphorsäure, Sulfit-Ion, Ozon, Natriumperoxid,
Propanol, Acetaldehyd, Natriumhydrid !
174. Welche Valenzelektronenkonfiguration ist für die Halogene charakteristisch ?
Wie ändern sich innerhalb der Hauptgruppe Elektronegativität, Atom- und Ionenradien,
Normalpotential sowie Schmelz- und
Siedetemperaturen ?
Vorlesung 22
175. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Elektrolyse von Fluorwasserstoff
(Katoden- und Anodenreaktion getrennt formulieren !)
nach Zugabe von Kaliumfluorid ! Warum wird KF zugesetzt ?
176. Fluor reagiert als reaktionsfähigstes Element sogar mit einigen Edelgasen und überführt
Elemente in ihre höchsten Oxidationsstufen. Formulieren Sie dazu je eine Reaktionsgleichung !
177. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Darstellung von Chlor im Labor !
178. Worauf ist die bleichende Wirkung von Chlorwasser zurückzuführen (zwei Gleichungen
angeben !) ?
179. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Chlor mit einem Metall !
180. Formulieren Sie für die bei der Chloralkali-Elektrolyse an der Katode und Anode
ablaufenden Reaktionen die entsprechenden Gleichungen !
a) Diaphragma-Verfahren (Warum ist eine harbdurchlässige Trennung des Katoden- und
Anodenraumes erforderlich ?)
b) Amalgam-Verfahren (Geben Sie außerdem eine Gleichung für die Zersetzung des
Amalgams zu NaOH, H2 und Hg an !)
c) Membranverfahren.
Vorlesung 23
181. Formulieren Sie die beiden Reaktionsgleichungen für die Darstellung von Brom aus
Natriumromid, konzentrierter Schwefelsäure und
Braunstein im Labor !
182. Iod kann aus Iodat und schwefliger Säure hergestellt werden ! Formulieren Sie die
Reaktionsgleichung !
183. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die iodometrische Bestimmung von
a) Sulfit-Ionen mit Iod und
b) Eisen(III)-Ionen mit Iodid !
184. Bei der Reaktion von Iodat und Iodid in saurer Lösung entsteht Iod. Geben Sie die
Gleichung an ! Um welchen Spezialfall
einer Redoxreaktion handelt es sich und warum ?
185. Bei Titrationen gebildetes oder überschüssiges Iod kann mit Thiosulfat titriert werden.
Geben Sie dafür die Gleichung an !
186. Wofür ist Iod wichtig (2 Beispiele angeben) ?
187. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Reaktionen von KCl, KBr und KI mit
konzentrierter Schwefelsäure !
Beachten Sie außerdem, daß infolge der oxidierenden Wirkung der Schwefelsäure HBr
zu Dibrom unter Schwefeldioxidbildung
bzw. HI zu Diod unter Bildung von Octaschwefel oxidiert werden (je 1 weitere
Gleichung) !
188. a) Warum besitzt HF unter den Halogenwasserstoffen die höchste Siedetemperatur ?
b) Begründen Sie die Zunahme der Säurestärke in der Reihe HF, HCl, HBr, HI !
189. Geben Sie eine Reaktionsgleichung an, aus der die Ätzwirkung von Flußsäure
hervorgeht !
190. Warum nimmt die Säurestärke in der Reihe HClO, HClO2, HClO3, HClO4 zu ?
Verwenden Sie zur Begründung die Strukturen der
Säureanionen !
191. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen
a) für die Reaktion von Chlor mit Wasser
b) für die Herstellung von Chlorkalk
c) für die Reaktion von Hypochlorit mit Wasserstoffperoxid (Oxidationszahlen angeben)
!
192. Begründen Sie die oxidierende Wirkung und die basische Reaktion einer wäßrigen
Hypochloritlösung (Reaktionsgleichung angeben) !
Vorlesung 24
193. Wie wird ClO2 hergestellt (zwei Gleichungen) ? Warum reagiert es explosiv (eine
Gleichung) ?
194. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen
a) für die Darstellung von Perchlorsäure
b) für die Darstellung von Ammoniumperchlorat (Bestandteil fester Raketentreibstoffe)
c) für den Nachweis von Kalium-Ionen mit Perchlorat-Ionen !
195. Nennen Sie zwei Pseudohalogenverbindungen (Name und Formel) !
196. Geben Sie fünf Verbindungen an (Namen und Formeln), in denen Schwefel in der Natur
vorkommt ?
197. Beschreiben Sie das Claus-Verfahren durch Angabe der Reaktionsgleichungen !
Inwiefern findet das stöchiometrische Verhältnis
der Reaktionspartner bei der Prozeßführung Berücksichtigung ?
198. Nennen und charakterisieren Sie 4 allotrope Modifikationen des Schwefels !
Vorlesung 25
199. Schwefel reagiert mit fast allen Metallen und Nichtmetallen. Geben Sie je eine
Reaktionsgleichung als Beispiel an !
200. In der Reihe der Chalkogenwasserstoffe zeigt Wasser eine anormal hohe
Siedetemperatur.
Begründen Sie diesen Sachverhalt !
201. Worauf beruht die toxische Wirkung von H2S auf den Menschen ?
202. Nennen Sie zwei Vorkommen von Schwefelwasserstoff in der Natur !
203. Wie kann Schwefelwasserstoff im Labor dargestellt werden (Gleichung angeben !) ?
204. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die vollständige (SO2-Bildung !) und für
die unvollständige Verbrennung (S-Bildung !)
von Schwefelwasserstoff !
205. Berechnen Sie die pH-Werte folgender Lösungen (pKS1 = 7,0; pKS2 = 12,9)
a) 0,5 M H2S (aq)
b) 0,5 M Na2S
c) 0,2 M NaHS !
206. Begründen Sie anhand der Protolysegleichungen für H2S, warum manche Metallsulfide
im sauren, andere dagegen nur im neutralen
oder alkalischen Milieu fällbar sind !
207. Begründen Sie anhand der LEWIS-Formel den Dipolcharakter des SchwefeldioxidMoleküls ! Welche Art der Bindung liegt vor ?
208. Erläutern Sie den H2S-Nachweis mit Bleiacetatpapier !
Vorlesung 26
209. Wie kann Schwefeldioxid in der Technik und im Labor hergestellt werden (je 1
Reaktionsgleichung angeben !) ?
210. Nennen Sie 4 Eigenschaften von Schwefeldioxid !
211. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Reduktion folgender Verbindungen
bzw. Ionen mit Hydrogensulfit im sauren Milieu !
a) Iod
b) Permanganat
c) Dichromat
Welchen Einfluß hat der pH-Wert auf das Reduktionsvermögen ?
212. Nennen Sie zwei Verwendungsmöglichkeiten für Sulfite bzw. Schwefeldioxid !
213. Beschreiben Sie das Kontakt-Verfahren (Reaktionsgleichungen, Begründung der
gewählten Reaktionsbedingungen) !
214. Geben Sie die LEWIS-Formeln von Schwefelsäure und Dischwefelsäure an !