Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie

 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" – Aufgaben – Literatur: T. Brown/H. E. LeMay, "Chemie – Die zentrale Wissenschaft" C. Housecroft, "Anorganische Chemie" C. E. Mortimer, "Chemie – Basiswissen der Chemie" E. Riedel, "Anorganische Chemie" Bitte bereiten Sie die jeweiligen Aufgaben zum nächsten Seminar gründlich vor. Es wird von Ihnen erwartet, die Aufgaben an der Tafel vorführen zu können! Für die Teilnahme an den Seminaren ist eine Anmeldung erforderlich. Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 1
Atombau (z. B. Mortimer, Kapitel 2 und 6) 1.1
Aus welchen Teilchen sind Atome zusammengesetzt? Welche Eigenschaften haben diese Teilchen? 1.2
Was versteht man unter dem Massendefekt? 1.3
Was ist die Massen‐ bzw. die Ordnungszahl eines Elements? Worin unterscheiden sich Isotope? 1.4
Welche Arten von Quantenzahlen gibt es? Stellen Sie einen Zusammenhang zwischen den Quantenzahlen und den Orbitalen her! 1.5
Nennen und erläutern Sie kurz die drei wesentlichen Regeln, die Sie bei der Besetzung von Orbitalen in Mehrelektronensystemen beachten müssen? Machen Sie sich in diesem Zusammenhang auch Gedanken über die energetische Abfolge der Orbitale! 1.6
Bestimmen Sie die Zahl der Protonen, Neutronen und Elektronen für folgende Teilchen: 16
O, 31P, 39K+, 63Cu2+, 79Br–, 107Ag+ und 238U! Was fällt Ihnen am Neutronen/Protonen‐
Verhältnis auf? 1.7
Dem 12
C‐Atom wird eine Masse von genau 12 u zugeordnet. Wie groß ist seine Bindungsenergie? (1 u entspricht 1.49∙10–10 J) 1.8
Die experimentell bestimmte relative Atommasse von natürlichem Chlor beträgt 35.453 u; 75.53 % davon ist 35Cl (relative Atommasse: 34.97 u). Wenn es nur noch ein anderes Chlor‐Isotop gibt, wie groß ist dessen relative Atommasse? 1.9
1.10
Geben Sie die Elektronenkonfigurationen der folgenden Teilchen an! a) Ca b) Br c) Ag d) Au e) S2– f) Cl– g) Fe3+ h) Co2+ Welche der folgenden Kombinationen von n und l sind möglich? Skizzieren Sie Form und räumliche Anordnung der möglichen Orbitale in einem Koordinatensystem. a) 1f b) 4s c) 3p c) 4d 1 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 2
Periodensystem (z. B. Mortimer, Kapitel 6 und 7) 2.1
Definieren sie die folgenden Begriffe mit eigenen Worten: Effektive Kernladung, Atomradius/Ionenradius, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität und Metallcharakter! 2.2
Wie ist das Periodensystem der Elemente aufgebaut? Erläutern sie mit Hilfe der Stichwörter aus Aufgabe 2.1 die Tendenzen innerhalb einer Periode und einer Gruppe! Warum sind diese Trends innerhalb der Übergangsreihen schwächer ausgeprägt? 2.3
Nennen und erläutern Sie drei mögliche Definitionen der Elektronegativität. Was ist der Unterschied zwischen Elektronegativität und Elektronenaffinität? 2.4
Wie unterscheidet sich der Ionenradius eines Kations X+ bzw. eines Anions X– von dem Kovalenzradius des zugehörigen Elements X und warum ist das so? 2.5
Welches Atom bzw. Ion der folgenden Paare ist jeweils größer? Begründen Sie Ihre Aussage! a) Al / P 2.6
b) Na / Rb c) K / Mg d) Na / Na+ e) Br / Br– Welches Element der folgenden Paare besitzt die größere (negativere) Elektronen‐
affinität? Warum? a) P / S 2.7
b) Si / P c) S / Se Beim Kalium ist die 2. Ionisierungsenergie etwa siebenmal größer als die 1. Ionisierungsenergie (3051 bzw. 419 kJ/mol). Beim Calcium ist die 2. Ionisierungs‐
energie nur etwa doppelt so groß wie die erste (1145 bzw. 590 kJ/mol). Warum ist der Unterschied beim Kalium größer als Calcium? 2.8
Entscheiden Sie, ob die getroffene Aussage der Wahrheit entspricht und begründen Sie Ihre Antwort. a) Die erste Ionisierungsenergie von Phosphor ist größer als die von Schwefel. b) Die Elektronenaffinität von Stickstoff ist niedriger (weniger negativ) als sowohl die von Kohlenstoff als auch die von Sauerstoff. c) Die zweite Elektronenaffinität von Sauerstoff ist niedriger (weniger negativ) als die von Fluor. 2 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 3
Grundlagen chemischer Reaktionen: Stöchiometrie (z. B. Mortimer, Kapitel 3 und 4) 3.1
Erläutern Sie die drei Gesetze zum Aufbau von Verbindungen! 3.2
Was ist der Unterschied zwischen der empirischen Formel, der Summenformel und der Strukturformel einer Substanz? 3.3
Wie lautet die Definition für ein Mol? Was ist die molare Masse einer Substanz? 3.4
In Verbindung I sind 50.0 g Schwefel mit 50.0 g Sauerstoff verbunden; in Verbindung II sind es 50.0 g Schwefel und 75.0 g Sauerstoff. Erklären Sie anhand dieses Beispiels das Gesetz der multiplen Proportionen. Wie erklärt die Dalton‐Theorie diesen Sachverhalt? 3.5
Welche empirische Formel haben die Verbindungen mit folgenden Summenformeln: a) B9H15 3.6
c) H4P4O12 d) Fe3(CO)12 Wie viel Mol, wie viele Moleküle und wie viele Atome sind enthalten in 75.0 g von a) 3.7
b) C10H18 H2 b) H2SO4 c) CCl4 d) HCl? Welche Molekülformel hat die Verbindung mit folgender Zusammensetzung und Molmasse: 83.9 % C, 12.0 % H, 4.1 % O; M = 386 g/mol? 3.8
5.1 g einer wasserhaltigen Substanz wiegen nach dem Trocknen nur noch 2.5 g. Die Prozentanalyse der wasserfreien Verbindung ergibt: 20.2 % Mg, 26.6 % S und 53.2 % O. Bestimmen Sie die minimale Molmasse der wasserhaltigen Substanz und die Zahl der Wassermoleküle pro Formeleinheit! 3.9
Wie viel Gramm Iodwasserstoff (HI) entstehen aus 5.00 g PI3 bei der vollständigen Umsetzung gemäß: PI3 + 3 H2O → 3 HI + H3PO4? 3.10
Vervollständigen Sie folgende Reaktionsgleichungen: a) CO + O2 → CO2 b) Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3 c) CH4 + Cl2 → CCl4 + HCl d) NH4NO3 → N2 + O2 + H2O e) Al(OH)3 → Al2O3 + H2O f) H3PO4 + Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + H2O 3 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 4
Zustand der Materie I (z. B. Mortimer, Kapitel 1, 10, 11 und 13) 4.1
Erläutern Sie die verschiedenen Aggregatzustände! Was ist der Unterschied zwischen chemischen und physikalischen Vorgängen? 4.2
Welchen Gesetzmäßigkeiten gehorchen ideale Gase? 4.3
Erklären Sie den Begriff der Polarität mit Hilfe der Elektronegativität! 4.4
Definieren sie den Begriff Dipol! Handelt es sich bei den folgenden Molekülen um polare oder unpolare Moleküle? H2O, HCl, CO2, BF3, CCl4, NH3, CH3Cl. 4.5
Welche intermolekularen Anziehungskräfte gibt es? Welchen Einfluss haben diese Kräfte auf den Aggregatzustand? 4.6
Machen sie sich den Lösungsvorgang am Beispiel von Kochsalz in Wasser klar. Welche Wechselwirkungen spielen dabei eine Rolle? 4.7
Welche Energien sind bei einem Lösungsvorgang von Bedeutung und wie hängen sie zusammen? 4.8
Welche Konzentrationsangaben kennen Sie? 4.9
Verwenden Sie die folgenden Zahlenwerte, um das Phasendiagramm für Wasserstoff zu skizzieren: Schmelzpunkt bei Normalbedingungen: 14.01 K Siedepunkt bei Normalbedingungen: 20.38 K Tripelpunkt: 13.95 K / 7.1 kPa kritischer Punkt: 33.3 K / 1.30 MPa 0.10 kPa Dampfdruck bei 10 K: 4.10
Eine Gasprobe nimmt bei Normbedingungen 650 mL ein. Welches Volumen nimmt sie bei 100 °C und 500 kPa ein? 4.11
Erklären Sie die Reihenfolge für die Schmelzpunkte der Halogene: F2: –233°C 4.12
Cl2: –103°C Br2: –7°C I2: 114°C Welche Schlüsse kann man aus den Siedepunkten folgender Element–Wasserstoff‐
Verbindungen ziehen? Skizzieren Sie dazu den Verlauf der Siedepunkte! 4 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 4.13
4.14
CH4 –161 °C NH3 –33 °C H2O 100 °C PH3 –87 °C H2S –60 °C HCl –85 °C? SiH4 –112 °C Welche Verbindung der folgenden Paare ist besser löslich in Wasser und warum? a) H3C–OH, H3C–CH3 b) N2O, N2 c) NH3, CH4 d) CH3F, CH3Cl Welches Ion der folgenden Paare wird stärker hydratisiert und warum? a) Li+, Na+ 4.15
HF 20 °C b) Fe2+, Fe3+ c) Be2+, Ba2+ d) Mg2+, Al3+ Wie viel Gramm CuSO4∙5 H2O müssen zur Herstellung von 500 mL einer 0.2 M Lösung in Wasser gelöst werden? 4.16
Eine 10 %ige wässrige Lösung von AgNO3 besitzt eine Dichte von 1.09 g/mL. Wie groß sind Stoffmengenkonzentration (Molarität) und Molalität der Lösung? 5 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 5
Chemische Bindung (z. B. Mortimer, Kapitel 7, 8 und 9) 5.1
Nennen und erläutern Sie kurz die bekannten intramolekularen Bindungstypen und geben Sie je eine Beispielverbindung an, in der dieser Bindungstyp auftritt! Machen Sie sich dabei den Übergang von einer rein ionischen zu einer rein kovalenten Bindung klar! 5.2
Wie beschreibt die Valence Bond‐Theorie eine Bindung? Erklären Sie dies am Beispiel eines H2‐, eines HF‐ und eines N2‐Moleküls. 5.3
Wie beschreibt die MO‐Theorie Bindungen? Welche Schlüsse lassen sich aus den MO‐
Diagrammen ziehen? 5.4
Wie ordnen sich zwei, drei, vier, fünf bzw. sechs Elektronenpaare am energetisch günstigsten in der Valenzschale eines Atoms an, und welche Molekülgeometrien resultieren daraus? 5.5
Zeichnen Sie die Lewisformeln folgender Verbindungen: Kohlenstoffdisulfid, Distickstofftetraoxid, Natriumcarbonat, Ammoniak, Tetrachlor‐
kohlenstoff, Stickstoffdioxid. Geben Sie, wenn möglich, räumliche Struktur und mesomere Grenzstrukturen an. 5.6
Skizzieren Sie das MO‐Diagramm eines Ne2‐ und eines F2‐Moleküls und leiten Sie daraus die Bindungsordnung des jeweiligen Moleküls her. Vergleichen Sie unter diesem Gesichtspunkt das Ne2‐Molekül mit einem F2‐Molekül! 5.7
Sagen Sie mit Hilfe der VSEPR‐Theorie die Gestalt folgender Moleküle und Ionen voraus! Geben Sie dazu sowohl die Grundstruktur (unter Einbeziehung der freien Elektronenpaare) als auch die tatsächliche Molekülgestalt an. Schätzen Sie die Werte für alle Ligand–Zentralatom–Ligand‐Winkel ab (d. h. genauer Tetraederwinkel, etwas größer/kleiner als 120° etc.)! a) PF3 b) SO42– c) ICl3 d) H2O2 e) SO2 f) PCl4+ g) ClO3– h) BrF5 i) j) XeF4 SiF62– 6 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 6
Grundlagen chemischer Reaktionen: Gleichgewichtsreaktionen (z. B. Mortimer, Kapitel 15 und 16) 6.1
Was versteht man unter dem "chemischen Gleichgewicht"? Stellen Sie für die allgemeine Reaktion aA + bB → cC + dD das Massenwirkungsgesetz auf! 6.2
Welche Einflüsse haben Auswirkungen auf die Lage des Gleichgewichts? 6.3
Definieren Sie den Begriff "Katalysator" und skizzieren Sie ein Energiediagramm für den Ablauf einer Reaktion ohne und mit Katalysator! 6.4
Wie lautet das Massenwirkungsgesetz für die Reaktion CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔH0 = 178.1 kJ/mol? Wie verändern sich die Massenwirkungskonstante und die Ausbeute an CaO durch a) Druckerhöhung b) Temperaturerniedrigung c) Entfernung von CaO(s) d) Katalysatorzugabe? Geben Sie jeweils eine kurze Begründung an! 6.5
Wie verschiebt sich das chemische Gleichgewicht der Reaktion N2 + 3 H2 → 2 NH3 ΔH0 = –92.4 kJ/mol a) bei einer Änderung von Druck bzw. Temperatur? b) bei Zugabe oder Entnahme von Reaktanden? c) bei Zugabe eines Katalysators? 6.6
Betrachten Sie das Gleichgewicht: N2O4(g) → 2 NO2 ΔH0 = 58 kJ/mol In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht, wenn a) N2O4 zugegeben wird, b) NO2 abgezogen wird, c) der Gesamtdruck durch Zugabe von N2(g) erhöht wird, d) das Volumen vergrößert wird, e) die Temperatur gesenkt wird. Begründen Sie Ihre Aussage! 7 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 7
Zustand der Materie II (z. B. Mortimer, Kapitel 7 und 11) 7.1
Nennen Sie die verschiedenen Arten von kristallinen Feststoffen und geben Sie charakteristische Eigenschaften an! 7.2
Welche Kristallgitter werden von Metallen ausgebildet? 7.3
Welche Kristallgitter werden von Ionen ausgebildet? 7.4
Wovon hängt die Gitterenergie im Allgemeinen ab? 7.5
Was kann man aus der Ionisierungsenergie von Na (+496 kJ/mol) und der Elektronen‐
affinität von Cl (–349 kJ/mol) für die stark exotherme Bildung von festem NaCl aus den Elementen folgern? Machen Sie sich den Born‐Haber‐Prozess an diesem Beispiel klar! (Sublimationsenthalpie von Na: 108 kJ/mol; Dissoziationsenthalpie von Cl2: 243 kJ/mol; Gitterenergie von NaCl: –788 kJ/mol) 7.6
Welche Verbindung besitzt die höhere Gitterenergie und warum: CaS oder RbF, RbF oder RbI, MgCl2 oder MgO? 7.7
Entscheiden Sie anhand der Ionenradien der angegebenen Elemente, in welchem Strukturtyp das zugehörige Salz kristallisiert: a) Cäsium, Brom (KZ 8 : 8) b) Lithium, Chlor (KZ 6 : 6) c) Kupfer, Iod (KZ 4 : 4) d) Barium, Fluor (KZ 8 : 4) e) Lithium, Sauerstoff (KZ 4 : 8) f) Zinn, Sauerstoff (KZ 6 : 3) 8 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 8
Säure‐Base‐Chemie (z. B. Mortimer, Kapitel 14, 17 und 18) 8.1
Was bedeuten "Säuren" und "Basen" nach Arrhenius, nach Brønsted‐Lowry und nach Lewis? 8.2
Was versteht man unter starken und schwachen Säuren und Basen? Welche Beziehungen gibt es zwischen Bau und Stärke von Säuren und Basen? Geben Sie jeweils auch Beispiele an! 8.3
Was ist ein Puffer? Geben Sie Beispiele an! Welche Relevanz haben Puffer in natürlichen Systemen? 8.4
Skizzieren Sie die Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base und markieren Sie alle wichtigen Punkte. 8.5
Was sind Indikatoren? 8.6
Welche der folgenden Substanzen sind bei Reaktion in Wasser Säuren, welche Basen? a) NH3 b) HCOOH c) HCl d) LiH e) NH4Cl Geben Sie die Reaktionsgleichungen an! 8.7
Ordnen Sie folgende Säuren nach ihrer Säurestärke (pKs‐Wert). Beginnen Sie mit der schwächsten Säure. Erklären Sie Ihre Entscheidung! a) HCl, HF, HI, HBr 8.8
b) HClO4, HClO2, HClO3, HClO Berechnen Sie die pH‐Werte folgender Lösungen: a) 0.5 mol/L HSCN (pKs = –1.8) b) 0.25 mol/L H2CO3 (pKs = 6.46) c) 65 mL NaHCO3‐Lösung (0.2 M) und 75 mL Na2CO3‐Lösung (0.15 M) 8.9
(pKs = 10.4) Welchen pH‐Wert zeigt eine Pufferlösung, die in 1 L 0.1 mol NH3 sowie 0.2 mol NH4Cl gelöst enthält? Wie ändert sich der pH‐Wert beim Zusatz von 0.01 mol HCl bzw. 0.01 mol NaOH? Welche pH‐Änderungen würde man in Wasser ohne Puffer erwarten? 9 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 9
Redox‐Chemie und Elektrochemie (z. B. Mortimer, Kapitel 14 und 21) 9.1
Fassen Sie die Regeln zur Ermittlung der Oxidationszahlen zusammen! Was versteht man unter Redox‐Reaktionen? 9.2
Geben Sie die Nernst‐Gleichung in ihrer allgemeinen Form an! Was versteht man unter der elektrochemischen Spannungsreihe? 9.3
Bestimmen Sie die Oxidationszahl von O in O2, O3, Li2O, Na2O2, KO2 und OF2! 9.4
Bestimmen Sie die Oxidationszahl von S in SO2, H2SO4, S2F10, S2Cl2, H2S, H2S3 und S2O82–! 9.5
Welche der folgenden Reaktionen sind Redox‐Vorgänge? Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen, und geben Sie die jeweils oxidierten und reduzierten Atome an! a) Lässt man HCl auf FeS tropfen, entsteht H2S. b) Beim starken Erhitzen von Mg in N2 bildet sich Mg3N2. c) Gießt man FeCl3‐Lösung zu KI‐Lösung, entsteht I2. d) Wird HNO3 auf CaCO3 gegossen, schäumt sie stark auf. 9.6
Formulieren Sie die Redox‐Gleichungen für folgende Umsetzungen (Teil‐ und Gesamtgleichungen!). 9.7
a) Mn2+ + BiO3– → MnO4– + Bi3+ (in saurer Lösung) b) Cr(OH)3 + OBr– → CrO42– + Br– (in alkalischen Lösung) c) MnO4– + Br– → MnO2 + BrO3– (in alkalischer Lösung) Berechnen Sie die elektromotorische Kraft für die Zellen, die aus den folgend angegebenen Halbzellen bestehen. Formulieren Sie jeweils die Gesamtreaktion und geben Sie an, welche Elektrode der Pluspol ist. a) Mg/Mg2+ (0.050 mol/L) und Ni/Ni2+ (1.50 mol/L) b) Cd/Cd2+ (0.060 mol/L) und Ag/Ag+ (2.50 mol/L) 10 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 10
Löslichkeitsprodukt (z. B. Mortimer, Kapitel 19 und 20) 10.1
Wie ist das Löslichkeitsprodukt definiert? 10.2
Bei 25 °C lösen sich 1.7∙10–5 mol Cd(OH)2 in 1 L Wasser. Berechnen Sie KL von Cd(OH)2! 10.3
Wie groß muss der pH‐Wert einer 0.25 M Co2+‐Lösung sein, um die Fällung von CoS (KL = 5∙10–22 mol2/L2) zu verhindern, wenn die Lösung 0.1 mol/L H2S enthält? 10.4
In 750 mL einer wässrigen H2S‐Lösung ([H2S] = 0.1 mol/L) mit pH = 0 sind Ni2+‐ und Mn2+‐
Ionen jeweils der Konzentration 1 mmol/L enthalten. Welche pH‐Werte müssen Sie einstellen, damit gerade noch kein a) NiS b) MnS c) FeS ausfällt? Vernachlässigen Sie eventuell auftretende Verdünnungen! pKs1(H2S) = 7 Lp(NiS) = 1.3∙10–21 mol2/L2 pKs2(H2S) = 13 Lp(MnS) = 7∙10–16 mol2/L2 Lp(FeS) = 4∙10–19 mol2/L2 11 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 11
Probeklausur 11.1
Magnesium hat drei Isotope mit den Massenzahlen 24, 25 und 26. a) Geben Sie die vollständigen chemischen Symbole dieser Isotope (mit oberem und unterem Index) an! Wie viele Protonen und Neutronen haben die Atome dieser Isotope jeweils? b) Geben Sie die Elektronenkonfigurationen des neutralen Magnesiumatoms und des Magnesiumions der bevorzugten Oxidationsstufe an! c) In der Natur kommt das Isotop mit der Massenzahl 24 zu 78.99 %, das Isotop mit der Massenzahl 25 zu 10.00 % und das Isotop mit der Massenzahl 26 zu 11.01 % vor. Berechnen Sie die relative Atommasse des Magnesiums! 11.2
Betrachten Sie die Elemente der 3. Periode! Welches besitzt a) den größten Kovalenzradius b) die höchste Ionisationsenergie c) die negativste Elektronenaffinität, und welches ist d) am elektronegativsten? Begründen Sie Ihre Entscheidung! 11.3
Eine Verbindung, die nur Kohlenstoff, Wasserstoff und Stickstoff enthält, ergibt beim Verbrennen 7.922 g CO2, 4.325 g H2O und 0.840 g N2. Wie viel Mol C‐, H‐ und N‐Atome enthielt die Probe? Welche empirische Formel hat die Verbindung? Welche Masse hatte die verbrannte Probe? 11.4
Vervollständigen Sie folgende Reaktionsgleichungen: a) H2 + N2 → NH3 b) NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl c) P4O10 + H2O → H3PO4 d) Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4 e) PbCl2 + H2SO4 → PbSO4 + HCl f) HCl + Zn → ZnCl + H2 11.5
Zeichnen Sie die Lewisformeln folgender Verbindungen: Wasser, Chlorwasserstoff, Kohlendioxid, Phosphorsäure, Ozon, Schwefelwasserstoff. Geben Sie, wenn möglich, räumliche Struktur und mesomere Grenzstrukturen an. 12 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 11.6
Skizzieren Sie die MO‐Diagramme von molekularem Stickstoff und molekularem Sauerstoff und leiten Sie daraus Informationen über Bindungsstärke und ‐eigenschaften sowie das magnetische Verhalten dieser Moleküle her. 11.7
Sagen Sie mit Hilfe der VSEPR‐Theorie die Gestalt folgender Moleküle und Ionen voraus! Geben Sie dazu sowohl die Grundstruktur (unter Einbeziehung der freien Elektronenpaare) als auch die tatsächliche Molekülgestalt an. a) PCl3 11.8
b) BrF3 c) SF4 d) XeF2 Betrachten Sie das Gleichgewicht PCl5(g) → PCl3(g) + Cl2(g) ΔH0 = 87.9 kJ/mol In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht, wenn a) PCl5 zugegeben wird, b) Cl2 abgezogen wird, c) der Gesamtdruck durch Zugabe von N2(g) erhöht wird, d) das Volumen vergrößert wird, e) die Temperatur gesenkt wird. Begründen Sie Ihre Aussage! 11.9
Geben Sie eine Verbindung an, die im Rutil‐Gitter kristallisiert und skizzieren Sie dieses Gitter. Geben Sie die Koordinationszahlen der beteiligten Atome an. 11.10 Berechnen Sie die pH‐Werte folgender Lösungen: a) 0.5 mol/L HClO4 (pKs = –1.6) b) 0.25 mol/L HOCl (pKs = 7.5) c) 75 mL NaHCO3‐Lösung (0.15 M) und 65 mL Na2CO3‐Lösung (0.2 M) (pKs = 10.4) 11.11 Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der Atome folgender Verbindungen: a) Wasserstoffperoxid b) LiH c) NaN3 d) HIO4 e) SO2 f) Na2O2 c) HBrO d) COCl2 13 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" 11.12 Formulieren Sie die Redox‐Gleichungen für folgende Umsetzungen (Teil‐ und Gesamtgleichungen!). a) NO2– + Cr2O72– → Cr3+ + NO3– (in saurer Lösung) b) Cr2O72– + H2S → Cr3+ + S (in saurer Lösung) c) MnO4– + I– → MnO42– + IO4– (in alkalischer Lösung) 11.13 In 250 mL einer wässrigen H2S‐Lösung ([H2S] = 0.1 mol/L) mit pH = 0 sind Cd2+‐ und Zn2+‐
Ionen jeweils der Konzentration 1 mmol/L enthalten. Welche pH‐Werte müssen Sie einstellen, damit gerade noch kein a) CdS b) ZnS ausfällt? Vernachlässigen Sie eventuell auftretende Verdünnungen! pKs1(H2S) = 7 Lp(CdS) = 1∙10–28 mol2/L2 pKs2(H2S) = 13 Lp(ZnS) = 1∙10–24 mol2/L2
14 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" Stichwortverzeichnis Übungsblatt 1 • Dalton Atomtheorie (Postulate) • Rutherford Atommodell • Bohrsches Atommodell • Massendefekt • Massenzahl, Ordnungs‐ bzw. Kernladungszahl, Isotope, Nuklid • Orbitale, Entartung • Aufbau‐, Pauli‐Prinzip, Hundsche Regeln Übungsblatt 2 • Effektive Kernladung • Ionisierungsenergie • Elektronenaffinität • Elektronegativität nach Mulliken, Pauling und Allred‐Rochow • Atomradius/Ionenradius: van‐der‐Waals‐Radius, Kovalenzradius •
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Metallcharakter Periodensystem (Aufbau, Tendenzen) Übungsblatt 3 • Gesetz zur Erhaltung der Masse/ der konstanten Proportionen/ der multiplen Proportionen (Gesetze der Verbindungen) • empirische Formel, Summenformel, Strukturformel • Stoffmenge, molare Masse • Avogadro‐Konstante • Stöchiometrie Übungsblatt 4 • Aggregatzustände • ideale Gase • Gasgesetze • Polarität • Dipol, Dipolmoment • Dipol‐Dipol‐Kräfte, London‐Kräfte, Wasserstoffbrückenbindungen • Lösungen/Lösungsmittel • Lösungsenthalpie • Gitterenergie • Solvatation‐, Hydratationsenthalpie 1 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" •
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endotherm/exotherm Konzentrationsangaben Phasendiagramm Schmelzpunkt, Siedepunkt, Tripelpunkt, kritischer Punkt Übungsblatt 5 • Bindungstypen • Kubisch‐dichteste, hexagonal‐dichteste Packung • Valence Bond‐Theorie • Hybridisierung • MO‐Theorie, MO‐Diagramme • VSEPR • Lewisformel Übungsblatt 6 • Chemisches Gleichgewicht • Massenwirkungsgesetz • Gleichgewichtskonstante • Prinzip des kleinsten Zwanges •
Katalysator Übungsblatt 7 • Kristallgitter • Oktaeder‐ und Tetraeder‐Lücken • Coulombsches Gesetz • Ionenradius, Radienquotient • Gittertypen • Born‐Haber‐Prozess Übungsblatt 8 • Säure‐Base‐Definitionen • Schwache und starke Säuren und Basen • Weiche und harte Säuren und Basen • pH‐, pKS‐ und pKB‐Werte • Puffer • Henderson‐Hasselbalch‐Gleichung • Titrationskurve • Indikatoren 2 Seminar zur Vorlesung "Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie" Übungsblatt 9 • Oxidationszahlen • Redox‐Reaktion • Reduktion / Oxidation • Nernst‐Gleichung • Elektrochemische Spannungsreihe • Standardpotenzial • Unedle und edle Metalle • Oxidations‐ und Reduktionsmittel Übungsblatt 10 • Löslichkeitsprodukt • Ungesättigte, gesättigte, übersättigte Lösung 3