Übungsfragen zur Vorlesung "Allgemeine und Anorganische
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Übungsfragen zur Vorlesung "Allgemeine und Anorganische Chemie I " 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 Mörtel 5. a) 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! b) Ein Blattgrünextrakt wurde säulenchromatographisch getrennt. Als stationäre Phase diente Kreide, als Laufmittel (mobile Phase) Petrolether. Berechnen Sie die Retentionsfaktoren Rf (Rf = Wanderungsstrecke Substanz/Wanderungsstrecke Laufmittel), wenn folgende Werte gemessen wurden: Wanderungsstrecke Laufmittel: 85 mm, gelber Fleck: 10 mm, gelbgrün: 15 mm, blaugrün: 44 mm, gelborange: 85 mm. Um welche Substanzen handelte es sich? 6. Was versteht man unter der Stoffmenge, der AVOGADRO-Zahl, der Molmasse, dem Molvolumen sowie unter der Stoffmengenkonzentration und der Äquivalentkonzentration? 7. Es sind 250 g einer wässrigen Kaliumbromidlösung mit einem Massenanteil von 12 % herzustellen. Wie viel ist einzuwägen? [30 g KBr und 220 g H2O] 8. Eine Flasche mit Essigsäure trägt die Aufschrift: 85 % (Volumenanteil an reiner Essigsäure). Wie viel ml reine Essigsäure sind in 800 ml dieser Lösung enthalten? [680 ml] 9 Welche Stoffmengenkonzentration besitzt eine Natronlauge von der 800 ml 3,2 g Natriumhydroxid enthalten? [0,1 mol/l] 10. 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. 58) 11. 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) 12. 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 des Wassers auf das 26-fache gebracht werden; z.B. 250 g Wasser + 10 g HCl (ω=26 %) 13. 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) 14. 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) 15. 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) 16. Welche Masse an „Kristallsoda“, Na2CO3 • 10 H2O, muss zur Herstellung von 750 g 5%-iger Natriumcarbonatlösung eingewogen werden? [101,2 g] 17. 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) 18. Wie viel g Blei(IV)-oxid entstehen bei der Oxidation von 20 g Blei ? [23,08 g] 19. 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) 20. 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) 21. 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 22. Wie lautet das Gesetz von der Erhaltung der Masse? Welche beiden Wissenschaftler entdeckten es? 23. Die Verbrennung von Kohlenstoff zu Kohlendioxid ist stark exotherm. Die Reaktionsenthalpie beträgt 394 kJ je mol CO2. Berechnen Sie den entsprechenden Substanzverlust pro mol mit Hilfe EINSTEIN-Gleichung! 1 J = 1 Nm = 1 kg • m2 • s-2 [4,38 • 10-9 g] 24. Wie lauten das Gesetz der konstanten Proportionen und das Gesetz der multiplen Proportionen? 25. Nennen Sie die 4 Atomhypothesen von DALTON! 26. Was sind Katodenstrahlen und was Kanalstrahlen? Wie entstehen und welche Eigenschaften besitzen sie? 27. Wie wurde das Neutron entdeckt (CHADWICK 1932; Kernreaktionsgleichung angeben!)? 28. Charakterisieren Sie die beim radioaktiven Zerfall auftretende Strahlung (3 Arten)! 29. Welche Beziehungen bestehen zwischen Massenzahl, Ordnungszahl, Neutronenzahl, Kernladungszahl, Protonenzahl, Nukleonenzahl? 30. Formulieren Sie die Kernreaktionsgleichung für den α-Zerfall von 226-Ra! 31. Wie ändern sich Massenzahl, Neutronenzahl und Protonenzahl beim α-Zerfall und beim ß(-)-Zerfall? 32. Erläutern Sie die Begriffe "Nuklide" und "Isotope" an je zwei Beispielen! 33. Erläutern Sie die Altersbestimmung C-haltiger Organismen! 34. Wodurch wird ein chemisches Element charakterisiert ? Was versteht man unter Reinelementen, und was unter Mischelementen? Nennen Sie je Beispiel! 35. 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] 36. Nach welchem Prinzip arbeitet ein Massenspektrometer? 37.a) Was versteht man unter dem Massendefekt? b) Bei einer bestimmten chemischen Reaktion werden 450 kJ/mol frei. Um wie viel sind die Produkte leichter? c) Berechnen Sie die Energie, die einem Massedefekt von 0,08u entspricht! 38. Formulieren Sie die Kernreaktionsgleichung für die erste künstliche Kernspaltung! 39. Beschreiben Sie den RUTHERFORDschen Streuversuch! 40. Was sind die Grundgedanken des RUTHERFORDschen Atommodells? 41. Formulieren Sie die Kernreaktionsgleichung für die Fusion von Wasserstoff- zu Heliumkernen auf der Sonne! 42. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen: a) elektrochemische Zersetzung von Wasser b) Darstellung von Wasserstoff aus einem unedlen Metall und verdünnter Salzsäure c) Herstellung von Wassergas/Synthesegas und Konvertierung d) Steam-Reforming-Verfahren 43. Ordnen Sie folgende Stoffe nach ihrer Dichte, ihrem Diffusionsvermögen und ihrer Ausbreitungsgeschwindigkeit für Schall: Luft, Kohlendioxid, Stickstoff, Wasserstoff, Sauerstoff, Helium! 44. Wie könnte man Diwasserstoff von nasc. Wasserstoff experimentell unterscheiden (Gleichung angeben!)? 45. Skizzieren Sie den Energieverlauf bei der Chlorknallgasexplosion! Formulieren Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen! 46. Begründen Sie, warum die Dissoziation von Chlor-Molekülen (ΔH=+243 kJ/mol) mit grünem Licht (λ=550 nm) nicht gelingt (mit Berechnung)! h = 6,62608 • 10-34 J/s. 47. Nennen Sie die drei Gruppen binärer Wasserstoffverbindungen, die entsprechenden Strukturmerkmale und je zwei Beispiele! 48. Formulieren Sie jeweils eine Reaktionsgleichung a) Ammoniaksynthese (HABER-BOSCH-Verfahren) b) Hydrocracking c) Hydrotreating d) FISCHER-TROPSCH-Synthese e) Herstellung reiner Metalle mit Diwasserstoff! 49. Nennen Sie Widersprüche, die eine Weiterentwicklung der Atommodelle nach DALTON und RUTHERFORD notwendig machten! Wie ist das Leuchten von Gasen in Geisler-Rören zu erklären? 50. Was versteht man unter einem Spektrum? 51. Wodurch unterscheiden sich Emissionsspektren von Absorptionsspektren? 52. Welcher Grundwiderspruch zu den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik bildete den Anlaß zur Formulierung der beiden BOHRschen Posulate? Wie lauten sie? Geben Sie auch je eine Gleichung an! 53. Was ist der Grundgedanke der Quantentheorie (PLANCK 1900)? 54. 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]. 55. Wie groß ist die mit der vierten BOHRschen Umlaufbahn verknüpfte Energie, wenn die mit der ersten Umlaufbahn verknüpfte Energie -13,60 eV beträgt? [-0,85 V]. 56. 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! 57. Nennen Sie die Nachteile des BOHRschen Atommodells! 58. Welche Quantenzahlen gibt es (Name und Symbol)? Was wird mit der jeweiligen Quantenzahl charakterisiert? Welche Auswahlregeln gelten für sie? 59. Nennen Sie die drei Regeln/Prinzipien, die dem Aufbau von Mehrelektronensystemen und damit dem PSE zugrunde liegen! 60. In welcher Reihenfolge werden die Energieniveaus (1s, 2s ...) besetzt? 61. Geben Sie die Elektronenkonfiguration von 6C, 13Al, 23V, 24Cr, 30Zn, 42Mo, 47Ag, 57La, 79Au und 92U an! 62. Geben Sie die Valenzelektronenkonfiguration von 9F, 20Ca und 33As an! 63. Zeichnen Sie die Energieniveauschemata (mit Unterniveaus) für die in der Aufgabe 61 enthaltenen Elemente! Geben Sie für die zuletzt eingebauten Elektronen die Quantenzahlen an! 64. Charakterisieren Sie die 4 Elementblöcke des PSE, hinsichtlich der für sie typischen Elektronenkonfiguration! 65. 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 66. Nennen Sie die Hauptbestandteile der Luft mit den jeweiligen Anteilen! 67. 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? 68. Nennen Sie 3 Gruppen von Sauerstoff-Verbindungen mit je zwei Beispielen! 69. Nennen Sie die drei Sauerstoffisotope! 70. Vergleichen Sie die Sauerstoffmenge in der Lithosphäre und in der Hydrosphäre! 71. Vergleichen Sie die Anteile an Sauerstoff und Stickstoff in der Luft und im Wasser! 72. Welcher Zusammenhang besteht zwischen der Löslichkeit eines Gases und dem Druck sowie der Temperatur? 73. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Oxidation von Schwefelblüte und Eisenpulver! 74. Erläutern Sie das Prinzip des LINDE-Verfahrens! 75. 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! 76. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die a) katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid b) thermische Zersetzung von Kaliumchlorat c) Oxidation von Acetylen 77. Wie viel g Sauerstoff werden zur Verbrennung von 1,5 g Wasserstoff benötigt? Wie viel g Wasser entstehen dabei [12 g; 13,5 g] 78. Als Atemgas für Taucher werden O2/He-Gemische verwendet. Eine Mischung von 40,0 g O2 und 40,0 g He hat den erforderlichen Gesamtdruck von 120 kPa. Wie groß sind die Partialdrücke und die Molenbrüche von O2 und He? Molenbruch: χA = nA/(nA + nB) 79. Nennen Sie wesentliche Etappen der Entstehung des Sauerstoffs auf der Erde? Woher weiß man, dass die Erdhülle vor 3,7 Milliarden Jahren keine bedeutenden Mengen an Sauerstoff enthielt? 80. Beschreiben Sie die Struktur des Ozonmoleküls! Geben Sie auch die Resonanzstrukturen mit den entsprechenden LEWIS-Formeln an! 81. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Darstellung von Ozon im SIEMENSOzonisator! Wie kann man das gebildete Ozon nachweisen? (Reaktionsgleichung angeben!) 82. Was versteht man unter Ozonolyse? Wofür kann sie ausgenutzt werden? 83. Nennen Sie drei Verwendungsmöglichkeiten für Ozon! 84. a) Welche Funktion hat die Ozonschicht? In welcher Höhe befindet sie sich etwa? b) In der Ozonschicht existiert wird ständig Ozon gebildet und zerfällt wieder. Formulieren Sie dafür die entsprechenden Reaktionsgleichungen! 85. Begründen Sie anhand von Reaktionsgleichungen die zerstörerische Wirkung von Chlorfluorkohlenwasserstoffen auf die Ozonschicht! 86. Warum ist in einigen ländlichen Gebieten die Ozonbelastung oft höher als in benachbarten Ballungszentren (Gleichungen angeben!)? 87. Was versteht man unter der HEISENBERGschen Unschärferelation (Formulierung und Gleichung)? 88. Was besagt das Konzept der Materiewellen von DE BROGLIE (Formulierung und Gleichung)? 89. Warum ist der Versuch von DAVISSON und GERMER (1926) ein Beweis für den Wellencharakter der Elektronen? 90. Wie beschreibt Schrödinger das Elektron? Worin besteht die besondere Bedeutung von |ψ|2 ? Geben Sie eine Formulierung für die Schrödinger-Gleichung! 91. Was versteht man unter einem Atomorbital? Wodurch unterscheiden sich Atomorbitale? 92. Welche drei Quantenzahlen ergeben sich aus der Schrödinger-Gleichung? Was wird durch sie jeweils charakterisiert? Welche Auswahlregeln gelten für sie? 93. Skizzieren Sie die räumliche Gestalt des s-, der drei p- und der fünf d-Orbitale in einem räumlichen Koordinatensystem! Geben Sie im Falle der p- und d-Orbitale auch das Vorzeichen der Wellenfunktion in den jeweiligen Orbitallappen an! 94. Geben Sie die Elektronenkonfiguration von 25Mn, 32Ge und 38Sr im Grundzustand an (PAULING-Schreibweise)! 95. Wann kommt es zur Ausbildung chemischer Bindungen (Betrachtung der Energie und der Elektronenkonfiguration)? 96. Geben Sie einen Überblick über die Einteilung chemischer Bindungen! 97. Erläutern Sie das Wesen der kovalenten, der ionischen und der metallischen Bindung an je zwei Beispielen! 98. Skizzieren Sie den Energieverlauf in Abhängigkeit vom Kernabstand beim Annähern zweier Wasserstoffatome! Wie ist der Kernabstand im Gleichgewicht (Bindungslänge) von 74 pm zu erklären, obwohl der 1. Bohrsche Radius 53 pm beträgt? 99. Erläutern Sie die Grundgedanken der LEWIS-Theorie! Geben Sie die LEWIS-Formeln von Diwasserstoff, Dichlor, Disauerstoff, Distickstoff, Kohlendioxid und Wasser an! 100. Was versteht man unter der Oktettregel? 101. Formulieren Sie die mesomeren Grenzstrukturen (Resonanzformeln) für HNO3, NO3-, CO32- und C6H6! 102. Erläutern Sie das Prinzip der Oktetterweiterung an den Beispielen PCl5 und SF6! 103. Wenden Sie die 18-Elektronen-Regel auf das Komplexion [Co(NH3)6]3+ an! Was versteht man unter einer koordinativen (dativen) Bindung? 104. Erläutern sie das LEWIS-Säure-Base-Konzept an zwei selbstgewählten Beispielen! 105. Berechnen Sie den ionischen Bindungsanteil in HCl (μ(HCl)exp = 3,44•10-30 Cm, q=1,6•10-19 C, d = 127 pm)! 106. Zeichnen Sie die LEWIS-Formeln von CO2, HCl und H2O! Kennzeichnen Sie die Partialladungen! Warum ist CO2 ein unpolares Molekül, im Gegensatz zu HCl und H2O? 107. Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen Stärke der kovalenten Bindung, Dissoziationsenergie, Bindungslänge und Bindungsgrad an den Beispielen Difluor, Disauerstoff und Distickstoff! 108. Für HCl ergibt die Summe der kovalenten Radien der beiden Bindungspartner 135 pm. Experimentell wird jedoch eine Bindungslänge von 127 pm gefunden. Begründen Sie diesen Befund! 109. Welcher Zusammenhang besteht zwischen dem Mehrfachbindungsanteil und der Bindungslänge? 110. Nennen Sie die 4 Regeln des VSEPR-Modells und erläutern Sie diese an je einem Beispiel! 111. 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 jeweiligen Strukturtyp zu! 112. Erläutern Sie den Grundgedanken der VB-Theorie an den Beispielen Diwasserstoff und Distickstoff! 113. 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! 114. Was versteht man unter der Doppelbindungsregel? Womit kann sie begründet werden? 115. Was versteht man unter Hybridisierung? Erläutern Sie die Bindungsverhältnisse im Methan, Ethan, Ethen, Ethin! Geben Sie dabei auch auf die charakteristischen Bindungswinkel ein! 116. Nennen Sie 7 Arten der Hybridisierung, die zugehörige Zahl der gebildeten Hybridorbitale mit ihrer jeweiligen Orientierung (Geometrie) und je ein Beispiel! 117. Worin besteht der Grundgedanke der MO-Theorie? Was versteht man unter der LCAOMethode? 118. Zeichnen Sie das MO-Schema für Diwasserstoff! Warum existiert He2 nicht? Berechnen Sie die entsprechenden Bindungsordnungen! 119. 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! 120. Zeichnen Sie das MO-Schema von Disauerstoff (Triplett-Sauerstoff) ! Erklären Sie die Bezeichnung Triplett-Sauerstoff! 121. In welchen Strukturmerkmalen (π*-Orbitale angeben) und in welchen Eigenschaften unterscheidet sich der Triplett-Sauerstoff vom Singulett-Sauerstoff ? Wofür kann deshalb der Singulett-Sauerstoff verwendet werden? 122. Begründen Sie das Auftreten von roter Lumineszenz beim Einleiten von Chlor in eine alkalische H2O2-Lösung! 123. Wie kommt die Färbung der Blätter im Herbst zustande? 124. Beschreiben Sie die Struktur des Wasserstoffperoxid-Moleküls (111°!) und geben Sie dafür eine Begründung! Wie ist die Stärke der O-O-Bindung einzuschätzen? 125. Formulieren Sie die Redoxgleichungen für die Wirkung von H2O2 (saures Milieu) a) als Oxidationsmittel (Iodid-Ionen werden zu Iod oxidiert) und b) als Reduktionsmittel (Permanganat-Ionen werden zu Mangan2+-Ionen reduziert, bei gleichzeitiger O2-Bildung)! 126. Zeichnen Sie das Zustandsdiagramm des Wassers mit folgenden charakteristischen Kurven bzw. Punkten: Schmelz-, Sublimations-, Dampfdruckkurve; Schmelz-, Tripel- und kritischer Punkt. Leiten Sie daraus fünf wesentliche Schlussfolgerungen ab! 127. Wie kann der Bindungswinkel im Wassermolekül von 104,5 ° begründet werden? 128. Nennen sie sechs Eigenschaften des Wassers! 129. 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? 130. Beschreiben Sie die Struktur von Eis! 131. Was versteht man unter der Dichteanomalie des Wassers! Nennen Sie vier sich daraus ergebende Konsequenzen! 132. Wie wird die Energie zur Überwindung der Gitterenergie beim Lösen von a) Molekülverbindungen (Molekülgitter, z. B. Zucker) b) Ionenverbindungen (Ionengitter, z. B. NaCl) aufgebracht? 133. Definieren Sie die Begriffe Kationen, Anionen, Katode, Anode! 134. Wodurch unterscheiden sich Elektrolyte von Nichtelektrolyten (mit Begründung, je zwei Beispiele angeben!)? 135. Formulieren Sie die Gleichungen für die Dissoziation von Natriumchlorid, Calciumchlorid und Ammoniumnitrat! 136. 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? 137. Was versteht man unter Kryoskopie und unter Ebullioskopie? Wozu können die Methoden ausgenutzt werden? 138. Nennen Sie 3 kolligative Eigenschaften! Was versteht man unter diesem Begriff? 139. 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)! 140. Worin besteht das Wesen der Ionenbeziehung? Charakterisieren Sie die folgenden Verbindungen hinsichtlich ihrer Bindungsart: CO2, KCl, HCl, ZnS, O2, HI! 141. Nennen Sie drei Eigenschaften, die für Ionenverbindungen (Salze) charakteristisch sind! 142. 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? 143. 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. 144. Nennen Sie allgemeine Prinzipien für den Aufbau von Ionenverbindungen (Symmetrie, KOZ, Packung)! 145. Nennen Sie für KA-Strukturen und für KA2-Strukturen jeweils drei Gittertypen! 146. Beschreiben Sie für je zwei selbstgewählte Ionengitter (KA und KA2) hinsichtlich KOZ, Geometrie und Radienverhältnis! 147. Wie lautet der HESSsche Satz? 148. Erläutern Sie, wie man mit Hilfe des HABER-BORN-Kreisprozesses die Gitterenergie ermitteln kann! 149. Viele Salze sind trotz hoher Gitterenergie gut wasserlöslich? Wie kann dieser Sachverhalt begründet werden? 150. Diskutieren Sie den Einfluss von Energie- und Wahrscheinlichkeitsparametern auf den freiwilligen Ablauf chemischer Reaktionen! 151. 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)? 152. Berechnen Sie für die Iodwasserstoffsynthese Kp, wenn Kc bei 490 °C 45,9 beträgt! 153. 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 Gleichgewichtskonstante! [4] 154. Diskutieren Sie die Lage des chemischen Gleichgewichts in Abhängigkeit von der Gleichgewichtskonstante K sowie den Zusammenhang zwischen freier Reaktionsenthalpie und K! 155. Erläutern Sie den Einfluss der Konzentrationen der Reaktionsteilnehmer auf die Lage des chemischen Gleichgewichts am Beispiel der Oxidation von Schwefeldioxid! 156. 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)! 157. Was versteht man unter dem Prinzip von Le Chatelier und Braun? 158. Wie lauten die beiden Hauptsätze der Thermodynamik (jeweils zwei Formulierungen angeben!)? 159. 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 ist! 160. Welche empirische Regel gilt für den Einfluss einer Temperaturerhöhung auf die Reaktionsgeschwindigkeit? 161. Zu welchem Bruchteil zersetzt sich Iodwasserstoff, wenn Kp bei 25 °C 808 beträgt [6,57 %]? 162. Im Wassergasgleichgewicht (Kohlenmonoxid und Wasserdampf stehen im Gleichgewicht mit Kohlendioxid und Wasserstoff) liegen bei 530 °C folgende Volumenteile vor: CO2: 33,33 %; H2: 33,33 %; CO: 16,66 %; H2O: 16,66 %. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante! Wie sind die Konzentrationsverhältnisse bei 970 °C, wenn K für diese Temperatur 0,64 beträgt! [4; H2 und CO2 zu je 22,1 %; CO und H2O zu je 27,8 %]. 163. a) Geben Sie die Arrheniusgleichung in logarithmischer Form und in Form einer Geradengleichung an! Interpretieren Sie die Gleichung mit Hilfe der Stoßtheorie! Skizzieren Sie den Verlauf der Funktion graphisch! Wie kann daraus die Aktivierungsenergie ermittelt werden? b) Was versteht man unter einem metastabilen System? Nennen Sie ein Beispiel! 164. Nennen Sie fünf leichtlösliche und fünf schwerlösliche Stoffe (Lösungsmittel: Wasser)! 165. Was versteht man unter dem Löslichkeitsprodukt? Erläutern Sie es an einem selbstgewählten Beispiel! 166. 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! 167. 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 168. 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 10-1 beträgt (KL s.o.)? 169. In welchen Fällen verbessert sich die Löslichkeit bei gleichionigen Zusätzen! Formulieren Sie zwei Reaktionsgleichungen als Beispiel! 170. Wie wirken sich fremdionige Zusätze auf die Löslichkeit aus? Wie ist dieses Verhalten zu begründen? 171. Nennen Sie drei Nachteile des Säure-Base-Konzepts von ARRHENIUS! 172. Erläutern Sie das Säure-Base-Konzept von BRÖNSTED und LOWRY! 173. Ordnen Sie die folgenden Verbindungen bzw. Ionen den Stoffgruppen Neutralsäuren, Kationensäuren, Anionensäuren, Neutralbasen, Kationenbasen, Anionenbasen, Ampholyte zu: Wasser, Phosphorsäure, Hydrogencarbonat-Ionen, Carbonat-Ionen, Ammoniak, HydroxidIonen, Acetat-Ionen, Essigsäure, Hexaquaaluminium-Ionen, Salzsäure, Sulfat-Ionen. 174. Was versteht man unter dem Ionenprodukt des Wassers? 175. 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! 176. Nennen Sie je zwei sehr starke, starke, mittelstarke und schwache Säuren! 177. Was versteht man unter dem nivellierenden Effekt des Wassers? 178. Welche Reaktion erwarten Sie für die wässrigen Lösungen von a) Na3PO4 b) Na2CO3 c) KCl d) [Fe(H2O)6]3+ e) Na2SO4 ? 179. 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 ! 180. Entscheiden Sie, welche der nachfolgend genannten Reaktionen tatsächlich stattfinden! Begründen Sie Ihre Entscheidung! a) Salzsäure + Ammoniak b) Ammoniumchlorid + Natronlauge c) Natriumhydrogencarbonat + Ammoniak d) Natriumchlorid + Essigsäure pKS(HCl) = -7; pKS(NH4+) = 9,25; pKB(OH-) = -1,74; pKS(HCO3-) = 10,33 181. Was versteht man unter dem Umschlagspunkt eines Indikators? Warum ist für die praktische Anwendung der Umschlagsbereich relevant? 182. 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: Thymolblau 1,2-2,8; Lackmus 5,0-8,0; Phenolphthalein 8,2-10,0. 183. Was sind Puffer? Erklären Sie die Wirkungsweise der nachfolgend genannten Puffersysteme anhand der jeweiligen Reaktionsgleichungen! a) Essigsäure/Acetat-Puffer b. Ammoniak/Ammoniumchlorid-Puffer c) Dihydrogenphosphat/Hydrogenphosphat-Puffer d) Carbonat/Hydrogencarbonat-Puffer 184. 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)] 185. Wie entstehen Komplexe und wie sind sie zusammengesetzt? Warum bilden die Nebengruppenelemente besonders viele Komplexverbindungen? 186. Formulieren Sie jeweils zwei Komplexbildungsreaktionen, bei denen sich a) die Löslichkeit und b) die Farbe ändern! 187. Definieren Sie die Begriffe Koordinationszahl und Zähnigkeit! 188. Was versteht man in der Komplexchemie unter Maskierung? Erläutern Sie diesen Sachverhalt an einem Beispiel! 189. 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. 190. 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? 191. Was versteht man unter Oxidationen, Reduktionen, Oxidationsmittel, Reduktionsmittel? Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die a) Verbrennung von Magnesium an der Luft b) Reaktion von Magnesium mit Kohlendioxid c) für die Reaktion von Kohlenmonoxid mit Eisen(III)-oxid (Hochofenprozess)! Ordnen Sie die genannten Begriffe zu! 192. 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) 193. 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? 194. 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! 195. 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! 196. Wie ist eine Normalwasserstoffelektrode aufgebaut und wozu dient sie? 197. Zeichnen Sie in ein Energiediagramm die Standardelektrodenpotentiale (Standardredoxpotentiale, Normalpotentiale) für die nachfolgend genannten korrespondierenden Redoxpaare ein! E0 (Al/Al3+) = -1,68 V, E0 (Cu/Cu2+) = +0,34 V, E0 (Ag/Ag+) = +0,80 V, E0 (Zn/Zn2+) = -0,76V Welche maximale Potentialdifferenz kann bei diesen Beispielen zur Umwandlung chemischer in elektrischer Energie ausgenutzt werden (unter Standardbedingungen)? 198. Auf welche Weise lässt sich vorhersagen, ob Redoxreaktionen tatsächlich ablaufen? 199. Warum lösen sich Zink und Magnesium in Salzsäure, Kupfer dagegen nicht? Warum eignet sich Salpetersäure dazu, Kupfer aufzulösen? Formulieren Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen! 200. Welche Spannung kann bei der Kombination von zwei Halbzellen erzeugt werden, bei denen die Zinkelektrode in Zinksulfatlösungen der Stoffmengenkonzentration 0,2 mol/l bzw. 2 mol/l taucht? Temperatur: 25 °C; E0 (Zn/Zn2+) = -0,76 V. 201. Was geschieht beim Einleiten von Chlor in eine Lösung, die Fluorid- und Bromid-Ionen enthält? E0 (2F-/F2) = +2,87 V, E0 (2Cl- /Cl2) = +1,36 V, E0 (2Br-)/Br2) = +1,07 V. Begründen Sie Ihre Antwort! 202. 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 (Mn2+/MnO4-) = +1,51 V. 203. Entscheiden Sie, ob die folgenden Reaktionen ablaufen (Begründung angeben)! Formulieren Sie gegebenenfalls 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. 204. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen a) Magnesium + Salzsäure b) Oxalat + Permanganat c) Permanganat + Salzsäure 205. Geben Sie die Oxidationszahlen an: Phosphorsäure, Sulfit-Ion, Ozon, Natriumperoxid, Propanol, Acetaldehyd, Natriumhydrid! 206. Welche Valenzelektronenkonfiguration ist für die Halogene charakteristisch? Wie ändern sich innerhalb der Hauptgruppe Elektronegativität, Atom- und Ionenradien, Normalpotential sowie Schmelz- und Siedetemperaturen? 207. Nennen Sie zwei in der Natur vorkommende Fluorverbindungen (Name und Formel)! Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen a) für die technische Darstellung von Fluorwasserstoff im Drehrohrofen und b) für die Elektrolyse von Fluorwasserstoff (Katoden- und Anodenreaktion getrennt formulieren!) nach Zugabe von Kaliumfluorid! Warum wird KF zugesetzt? 208. Fluor reagiert als reaktionsfähigstes Element sogar mit einigen Edelgasen und überführt Elemente in ihre höchsten Oxidationsstufen. Formulieren Sie dazu je eine Reaktionsgleichung! 209. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Darstellung von Chlor im Labor! 210. Worauf ist die bleichende Wirkung von Chlorwasser zurückzuführen (zwei Gleichungen angeben!)? 211. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für a) die Reaktion von Chlor mit einem Metall b) die Reaktion von α-Pinen (C10H16) mit Chlor c) den Nachweis von Bromid/Iodid (nebeneinander) mit Chlorwasser, die die Farbeffekte erklären: - Violettfärbung (eine Gleichung) - Entfärbung (zwei Gleichungen) - Braunfärbung (eine Gleichung) - Gelbfärbung (eine Gleichung). 212. Formulieren Sie für die bei der Chloralkali-Elektrolyse an der Katode und Anode ablaufenden Reaktionen die entsprechenden Gleichungen! a) Diaphragma-Verfahren (Warum ist eine halbdurchlässige 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!) 213. Formulieren Sie die beiden Reaktionsgleichungen für die Darstellung von Brom aus Kaliumbromid, konzentrierter Schwefelsäure und Braunstein im Labor! 214. Iod kann aus Iodat und schwefliger Säure hergestellt werden! Formulieren Sie die entsprechenden Gleichungen für die beiden Halbreaktionen sowie die Bruttogleichung! 215. Warum ist Iod in einer Iodidlösung gut löslich (Gleichung angeben)? 216. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die iodometrische Bestimmung von a) Sulfit-Ionen mit Iod und b) Eisen(III)-Ionen mit Iodid ! 217. 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? 218. Bei Titrationen gebildetes oder überschüssiges Iod kann mit Thiosulfat titriert werden. Geben Sie dafür die Gleichung an! 219. Wofür ist Iod wichtig (3 Beispiele angeben)? 220. 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)! 221. a) Warum besitzt HF unter den Halogenwasserstoffen die höchste Siedetemperatur? b) Begründen Sie die Zunahme der Säurestärke in der Reihe HF, HCl, HBr, HI! 222. Geben Sie eine Reaktionsgleichung an, aus der die Ätzwirkung von Flusssäure hervorgeht! 223. Warum nimmt die Säurestärke in der Reihe HClO, HClO2, HClO3, HClO4 zu? 224. 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)! 225. Begründen Sie die oxidierende Wirkung und die basische Reaktion einer wässrigen Hypochloritlösung (Reaktionsgleichung angeben)! 226. Warum darf Haushaltsreiniger, der Chlorkalk enthält, nicht mit sauren Kalkentfernern versetzt werden (Reaktionsgleichung angeben)? 227. Kaliumchlorat wird beim Erwärmen zersetzt. Geben Sie dafür die Gleichung an! Wie kann die Reaktion beschleunigt werden? 228. Wie wird ClO2 hergestellt (zwei Gleichungen)? Warum reagiert es explosiv (eine Gleichung)? 229. Warum werden Chlorate in der Pyrotechnik vielfältig eingesetzt? 230. 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! 231. Nennen Sie 3 Pseudohalogenverbindungen (Name und Formel)! 232. Geben Sie fünf Verbindungen an (Namen und Formeln), in denen Schwefel in der Natur vorkommt? 233. Beschreiben Sie das Claus-Verfahren durch Angabe der Reaktionsgleichungen! Inwiefern findet das stöchiometrische Verhältnis der Reaktionspartner bei der Prozessführung Berücksichtigung? 234. Nennen und charakterisieren Sie 4 allotrope Modifikationen des Schwefels! Beschreiben Sie die Struktur des (ortho)rhombischen Schwefels! 235. Schwefel reagiert mit fast allen Metallen und Nichtmetallen. Geben Sie je eine Reaktionsgleichung als Beispiel an! 236. In der Reihe der Chalkogenwasserstoffe zeigt Wasser eine anormal hohe Siedetemperatur. Begründen Sie diesen Sachverhalt! 237. Worauf beruht die toxische Wirkung von H2S auf den Menschen? 238. Nennen Sie 4 Vorkommen von Schwefelwasserstoff in der Natur! 239. Wie kann Schwefelwasserstoff in der Technik und im Labor dargestellt werden (je 1 Gleichung angeben!)? 240. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die vollständige (SO2-Bildung!) und für die unvollständige Verbrennung (S-Bildung!) von Schwefelwasserstoff! 241. Bei der Reaktion von H2S mit Iod entfärbt sich die Lösung. Außerdem kann eine Trübung beobachtet werden. Erklären Sie diese Erscheinungen anhand der Reaktionsgleichung! 242. 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! 243. Begründen Sie anhand der Protolysegleichungen für H2S, warum manche Metallsulfide im sauren, andere dagegen nur im neutralen oder sauren Milieu fällbar sind! 244. Eine Analysenprobe soll qualitativ auf ihren Gehalt an CuS untersucht werden. Welche Vorprobe sollte durchgeführt werden (Reaktionsgleichung angeben!)? Anhand welcher beiden Eigenschaften kann das entstehende Gas identifiziert werden? 245. Begründen Sie anhand der LEWIS-Formel den Dipolcharakter des SchwefeldioxidMoleküls! Welche Art der Bindung liegt vor? 246. Wie kann Schwefeldioxid in der Technik und im Labor hergestellt werden (je 1 Reaktionsgleichung angeben!)? 247. Nennen Sie 4 Eigenschaften von Schwefeldioxid! 248. 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? 249. Warum reagiert eine wässrige SO2-Lösung sauer (Gleichungen angeben!)? 250. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Bildung von Natriumhydrogensulfit und von Natriumsulfit aus SO2 und NaOH! 251. Formulieren Sie eine der drei mesomeren (LEWIS-)Grenzformeln für das Sulfit-Ion! Wie ist es gebaut? Warum sind alle Bindungen gleichlang? 252. Nennen Sie zwei Verwendungsmöglichkeiten für Sulfite bzw. Schwefeldioxid! 253. Die Rauchgasentschwefelung kann mit Hilfe des Calcium-Verfahrens durchgeführt werden. Geben Sie dafür die beiden Reaktionsgleichungen an! 254. Beschreiben Sie das Kontakt-Verfahren (Reaktionsgleichungen, Begründung der gewählten Reaktionsbedingungen) 255. Geben Sie die LEWIS-Formeln von Schwefelsäure und Dischwefelsäure an! 256. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für folgende chemisch Vorgänge: a) konzentrierte Zuckerlösung + konzentrierte Schwefelsäure (gleichzeitige Verkohlung und Dehydratisierung) b) Herstellung von Nitriersäure 257. Formulieren Sie die Gleichungen für folgende chemische Vorgänge: a) Magnesium + verdünnte Schwefelsäure b) Silber + konzentrierte Schwefelsäure! 258. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen a) für die Disproportionierung von Thiosulfat mit verdünnter Säure Disproportionierung) b) für das Auflösen von Silbromid mit Thiosulfat c) für die Reduktion von Iod mit Thiosulfat! 259. Wie kommt Stickstoff in der Natur vor? Nennen Sie fünf anorganische und drei organische Verbindungen, in denen Stickstoff gebunden ist! 260. Formulieren Sie für die Darstellung von Stickstoff im Labor eine Reaktionsgleichung! 261. Beschreiben Sie das HABER-BOSCH-Verfahren (Reaktionsgleichung, Begründung der gewählten Reaktionsbedingungen)! 262. Ammoniumchlorid wird mit Natronlauge versetzt. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung! 263. Beschreiben Sie den Bau des Ammoniakmoleküls anhand der LEWIS-Formel! Welche Struktur hat das Ammonium-Ion? Mit welchen anderen Ionen ist es chemisch ähnlich und warum? 264. Berechnen Sie den pH-Wert einer 0,5 M Ammoniak-Lösung (pKB = 4,75)! 265. Formulieren Sie die Gleichungen zur Herstellung folgender Düngemittel a) Ammoniumnitrat (Was ist Kalkammonsalpeter?) b) Ammoniumsulfat! 266. Warum kann Ammoniumhydrogencarbonat als Treibmittel (Backpulver) verwendet werden (Gleichung angeben!)? 267. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die photometrische Kupfer-Bestimmung mit Ammoniak! 268. Geben Sie die Reaktionsgleichungen an a) für den explosionsartigen Zerfall von Hydrazin in der Wärme b) für die Reduktion von Silber-Ionen mit Hydrazin! 269. Begründen Sie anhand einer LEWIS-Formel die Neigung der Azide explosionsartig zu zerfallen! Geben Sie eine entsprechende Reaktionsgleichung als Beispiel an! 270. Beschreiben Sie den Bau des N2O-Moleküls anhand einer LEWIS-Formel! Warum ist es isoelektronisch mit Kohlendioxid? 271. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen a) für die Bildung von NO bei hohen Temperaturen, z. B. im Ottomotor b) für die katalytische Oxidation von Ammoniak (OSTWALD-Verfahren) c) für den Nachweis von NO mit Eisen(II)-sulfat-Lösung! 272. Nennen Sie zwei Hauptschadstoffe, die bei der unvollständigen Verbrennung bzw. bei hohen Temperaturen im Verbrennungsmotor entstehen! Geben Sie 4 Gleichungen an, die ihre Beseitigung durch Oxidation an einem Katalysator beschreiben! Warum wird dem Katalysator eine Sonde vorgeschaltet? 273. Ein Standzylinder mit NO und ein Standzylinder mit O2 (der außerdem etwas Wasser enthält), werden zusammengeführt. Anschließend werden einige Tropfen Methylrot zugegeben. Erklären Sie die Farb- und Druckeffekte (zwei Gleichungen)! 274. Salpetrige Säure existiert nur im stark verdünnten Zustand und in der Kälte. Sie disproportioniert zu Salpetersäure und Stickstoffmonoxid. Geben Sie dafür die entsprechende Gleichung an! 275. Nitrit-Ionen sind redoxamphoter. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen a) für die Oxidation von Iodid mit Nitrit (Braun/Violett-Färbung) b) für die Reduktion von Permanganat mit Nitrit (Entfärbung)! 276. Was ist Nitritpökelsalz? Wozu dient es? 277. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen a) für das Auflösen von Zink in verdünnter Salpetersäure b) für das Auflösen von Kupfer in konzentrierter Salpetersäure c) für die Oxidation von Iodid mit konzentrierter Salpetersäure (Warum reagiert verdünnte Salpetersäure nicht?)! 278. Was ist Scheidewasser und was ist Königswasser? Wozu werden diese Lösungen verwendet? Formulieren Sie zwei Reaktionsgleichungen, aus denen die Wirkung von Königswasser hervorgeht! 279. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen a) für den thermischen Zerfall von Kaliumnitrat (eine Gleichung) b) für den Nachweis von HNO3 mit der Ringprobe (zwei Gleichungen)! 280. Worin besteht die potentielle Gefährlichkeit von Nitrat-Ionen. Welche Funktion hat in diesem Zusammenhang ein Inhibitor? Nennen Sie eine wichtige Verbindung, die inhibitorisch wirksam ist! 281. Welche allotropen Modifikationen des Phosphors gibt es? Ordnen Sie diese nach der thermodynamischen Stabilität! Beschreiben Sie die Struktur des weißen Phosphors! Inwiefern unterscheidet er sich strukturell von den anderen Modifikationen. In welcher Eigenschaft spiegelt sich diese Besonderheit wider? 282. Vergleichen Sie die Siedetemperaturen, das Reduktionsvermögen und den basischen Charakter von Ammoniak und Monophosphan und begründen Sie die Unterschiede! 283. Was sind "Irrlichter"? Wie entstehen sie (Gleichung angeben!)? 284. Wieso existiert PCl5, NH5 dagegen nicht? Wie können PCl3 und PCl5 dargestellt werden (Reaktionsgleichungen!)? 285. Phosphorpentachlorid existiert in verschiedenen Bindungsisomeren. Geben Sie die Strukturen a) im festen und b) im gasförmigen Zustand an! 286. Wie entsteht Phosphor(III)-oxid und wie entsteht Phosphor(V)-oxid (Gleichungen angeben!)? Vergleichen Sie die Giftigkeit und den Energieinhalt beider Verbindungen! Skizzieren Sie die Struktur beider Oxide! 287. Wofür kann P4O10 verwendet werden? Geben Sie eine Gleichung an, die die entsprechende Reaktion beschreiben! 288. Was versteht man unter primären, sekundären bzw. tertiären Phosphaten? Vergleichen Sie die Löslichkeit und den Säure/Base-Charakter dieser Salze! 289. Berechnen Sie die pH-Werte folgender Lösungen, wenn die Stoffmengenkonzentration 0,5 mol/l beträgt a) (ortho)Phosphorsäure b) Natriumdihydrogenphosphat c) Dinatriumhydrogenphosphat d) Natriumphosphat pKS1 = 2; pKS2 = 7; pKS3 = 12; 290. Was ist Superphosphat und was ist Doppelsuperphosphat? Wie werden diese Düngemittel hergestellt (Gleichungen angeben!)? 291. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Bildung von Diphosphorsäure, Triphosphorsäure und Trimetaphosphorsäure! 292. Warum ist die Verwendung von Phosphaten in Waschmitteln aus ökologischer Sicht bedenklich? 293. Geben Sie die Strukturformel von ATP an! Welche herausragende Bedeutung besitzt es im Stoffwechsel? 294. Nennen Sie drei Stoffgruppen, in denen Arsen, Antimon und Bismut in der Natur vorkommen und je ein Beispiel (Name und Formel)! 295. Beschreiben Sie die Marsh'sche Probe anhand der Reaktionsgleichungen! Wie kann man As und Sb unterscheiden (Gleichung angeben!)? 296. Welche Tendenz gibt es innerhalb der V. Hauptgruppe hinsichtlich der Stabilität der Oxidationsstufe +III? Nennen Sie eine Eigenschaft, bei der dieser Sachverhalt deutlich wird! 297. Beim Verdünnen einer BiCl3-Lösung fällt ein weißer Niederschlag aus. Bei Säurezusatz löst er sich wieder auf. Erklären Sie diese Beobachtungen mit Hilfe der Reaktionsgleichung! 298. Beschreiben Sie die Struktur und die Bindungsverhältnisse im Diamant und im Graphit (KOZ, Geometrie, Bindungslängen und -winkel im Vergleich, Hybridisierung, Art der Bindung)! Welche Eigenschaften und Anwendungen ergeben sich daraus? 299. Welche Gruppen von Carbiden gibt es? Nennen Sie je eine Verbindung als Beispiel (Name und Formel)! 300. Wie wird SiC hergestellt (Gleichung angeben!)? Nennen Sie zwei Verwendungsmöglichkeiten! 301. Wie kann CaC2 hergestellt werden (Gleichung angeben!)? Wofür wird es verwendet (für eine Verwendungsmöglichkeit die entsprechenden Gleichungen angeben!)? 302. Nennen Sie je drei Eigenschaften und zwei Verwendungsmöglichkeiten für CCl4 und CS2! 303. Geben Sie die LEWIS-Formel von CO an! Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Darstellung von CO im Labor! 304. Was versteht man unter dem Boudouard-Gleichgewicht? Wie wirken sich Temperatur und Druck auf die Lage des Gleichgewichts aus? Begründen Sie den Einfluss! 305. Nennen Sie vier Eigenschaften von Kohlenmonoxid! Worauf beruht die hohe Toxizität? Welche Gegenmaßnahmen sind bei CO-Vergiftungen notwendig? 306. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Herstellung von a) Generatorgas b) Wassergas (Synthesegas)! 307. Wie kann Kohlendioxid im Labor hergestellt und nachgewiesen werden? Was geschieht, wenn CO2 im Überschuss eingeleitet wird? Hinweis: drei Gleichungen erforderlich. 308. Was versteht man unter temporärer Härte? Wie bildet sich Kesselstein (Gleichung angeben!)? 309. Was versteht man unter dem natürlichen und dem anthropogenen Treibhauseffekt? Wie kommt er zustande und was sind die Folgen? 310. Welche Vorgänge sind notwendig, um aus Siliciumdioxid monokristallines ReinstSilicium herzustellen (5 Stufen, 3 Gleichungen angeben!)? 311. Was sind Silane? Wie entsteht Monosilan und wie reagiert es a) mit Sauerstoff b) mit Wasser? (insgesamt drei Gleichungen)
