Übungen zur Vorlesung für Studierende mit Chemie als Nebenfach
Werbung
Übungen zur Vorlesung ALLGEMEINE ANORGANISCHE CHEMIE für Studierende mit Chemie als Nebenfach Grundgrössen und Basiseinheiten Basisgröße Länge Masse Zeit Elektrische Stromstärke Temperatur Stoffmenge Name SI-Einheit Meter Kilogramm Sekunde Ampere Kelvin Mol m kg s A K mol Pascal Newton Joule Watt Hertz Coulomb Volt c Pa Pa = kg s–2 m–1 = N m–2 N N = kg m s–2 J J = kg m2s–2 = N m = W s W W = kg m2 s–3 = J s–1 Hz Hz = s–1 C C=As V V = kg m2 A–1 s–3 = W A–1 mol L–1 Abgeleitete SI-Einheiten Druck Kraft Energie Leistung Frequenz Elektrische Ladung Elektrische Spannung Stoffmengenkonzentration Atomare Masseneinheit 1 u = 1,660531 . 10–27 kg Protonenmasse mp = 1,007277 u Neutronenmasse mn = 1,008665 u Elektronenmasse me = 0.0005486 u Lichtgeschwindigkeit c = 2,998 . 108 m s –1 Avogadro-Konstante NA = 6,022 . 1023 mol–1 Planck-Wirkungsquantum h = 6,6261 . 10–34 Js Faraday-Konstante F = 9,6484 . 104 C mol-1 Gaskonstante R = 8,3144 J K–1mol–1 Elektrische Elementarladung e = 1,6022 . 10–19 C Elektrische Feldkonstante εo = 8,859 . 10–12 A2 s4 kg–1 m–3 2 1. ATOMISTIK, MASSE UND ENERGIEBEZIEHUNG 1.1. Die atomare Masseneinheit u ist als der zwölfte Teil der Masse eines Atoms des Kohlenstoffnuklids 12C definiert. Demnach ist die Masse eines 12C-Atoms, das aus 6 Protonen, 6 Neutronen und 6 Elektronen aufgebaut ist, exakt 12 u. a) Berechnen Sie den Massendefekt bei der Synthese eines solchen Atoms aus den Elementarteilchen! b) Berechnen Sie die diesem Massendefekt pro Atom entsprechende Energiemenge (in eV)! c) Berechnen Sie diese Energie für 1 Mol 12C (in J mol–1)! 1.2 Bei der vollständigen Verbrennung von Kohlenstoff (C) mit Sauerstoff (O2) zu Kohlendioxid (CO2) wird pro molarem Formelumsatz eine Energie von 393,68 kJ frei. Welchem Massenverlust entspricht die Energiemenge pro Molekül (in u) bzw. pro Mol (in kg)? 1.3 2. Ergänzen Sie die Tabelle: Symbol Z A Protonen Neutronen Elektronen Cs Bi ... Sn Kr ... 55 ... 56 ... ... 8 133 209 138 ... 84 ... ... 83 ... ... ... ... ... ... ... 70 48 8 ... ... ... 50 ... 10 KERNPROZESSE 2.1 Benennen Sie die Elemente und vervollständigen Sie die Gleichungen bei folgenden Kernprozessen! a) 238 92 E ! 234 90 E + ... b) 228 88 E ! 228 89 E + ... c) 49 E ! 126 E + 01n 3 2.2 Die Halbwertszeit des radioaktiven Zerfalls des Natriumisotops 24 11 Na beträgt 14.8 h. Berechnen Sie die Zerfallskonstante und geben Sie an, nach welcher Zeit 90%, 99% und 99,9% der Natriumkerne zerfallen sind. 2.3 Eine Holzprobe aus der Einbettung einer ägyptischen Mumie ergibt eine spezifische Aktivität von 9.4 Zerfällen pro Minute und pro Gramm Kohlenstoff (14C-Zerfälle). Wie alt ist der Behälter der Mumie? (Lebende Organismen weisen eine Mischung von 14C und 12C auf, die 15.3 Zerfälle pro Minute und Gramm Kohlenstoff ergibt. Halbwertszeit von 14C: 5,73 . 103 J.) 2.4 Gegenwärtig wird für die Energiegewinnung durch Kernfusion unter anderem auch der folgende Prozess in Betracht gezogen: 6 3 Li + 12 H ! 2 24 He + Energie Wie gross wäre die dabei freigesetzte Energie (in MeV)? Wieviel Energie könnte aus 1 g 63Li gewonnen werden und welche Menge an Heizöl würde dieselbe Energie liefern? [m(2H) : 2,0140 u; m(4He): 4,0026 u; m(6Li): 6,0151 u; Heizwert von Heizöl: ca 40'000 kJ/kg]. 2.5 Der radioaktive Zerfall von Uran zu Blei verläuft in mehreren Zwischenstufen. Ergänzen Sie in dieser Zerfallsreihe die fehlenden Angaben. ? ? # # U !?! " 234 " ? !?! " 234 " 230 " ? !?! " 222 " 90Th !! 92 U !! 90Th ! ! 86 Rn ! ! 238 92 $ $ ? ? !?! " 214 " 214 " ? !#! " ? !?! " 210 " ? !?! " 206 82 Pb !! 83 Bi ! ! 83 Bi ! ! 82 Pb – – 3 STÖCHIOMETRIE, CHEMISCHE FORMELN UND GASGESETZE 3.1 Das Element Chlor besteht aus den Isotopen 35Cl und 37Cl; die molare Masse des Cl2Moleküls beträgt 71 g mol-1. In welchem Mengenverhältnis liegen die Isotope vor? 3.2 Ein Element besteht zu 60.10% aus einem Isotop der Masse 68.93 u und zu 39.90% aus einem Isotop der Masse 70.925 u. Welche mittlere Atommasse kommt dem Element zu? Um welches Element handelt es sich? 4 3.3 Die Elementaranalyse eines nur aus Chrom, Kohlenstoff und Sauerstoff bestehenden Stoffes ergibt einen Massenanteil von 23.8% Cr sowie von 32.5% C (Fehlergrenze 0.3%). Ermitteln Sie die empirische Formel, wenn die relativen Atommassen wie folgt gegeben sind: C 12,01, O 16, 00 und Cr 52,00! 3.4 Ermitteln Sie die Massenanteile der einzelnen Elemente in KBrO3 unter Berücksichtigung der relativen Atommassen: K 39,10; Br 79,92 und O 16,00! 3.5 3.6 Vervollständigen Sie die folgenden Reaktionsgleichungen durch Einfügen der stöchiometrischen Faktoren: Ca3P2 + H2O ⎯⎯⎯⎯⎯→ PH3 + Ca2+ + OH- SiCl4 + H2O ⎯⎯⎯⎯⎯→ SiO2 + HCl NaN3 ⎯⎯⎯⎯⎯→ Na3N + N2 B10H14 + O2 ⎯⎯⎯⎯⎯→ B2O3 + H2O Bei der vollständigen Verbrennung einer nur aus den Elementen C, H und O bestehenden Verbindung werden 5,175 mg CO2 und 2,843 mg H2O erhalten. Wie lautete die empirische Formel dieser Verbindung, wenn die Einwaage 2,364 mg betrug? Die relativen Atommassen sind wie folgt angegeben: C 12,01; H 1,01 und O 16,00. 3.7 Ermitteln Sie den Kristallwassergehalt eines Salzes der Zusammensetzung CuSO4 x H2O (x ganzzahlig), wenn beim Erhitzen von 20,00 g der Substanz 7,21 g Wasser verloren werden! Für die relativen Atommassen der Elemente sind einzusetzen: Cu 63,54, S 32,06; O 16,00 und H 1,01. 3.8 Eine Teflonprobe (Polytetrafluorethylen: (CF2-CF2)n) hat eine molare Masse von 100'000 g mol–1. Berechnen Sie den Polymerisationsgrad n unter Verwendung der relativen Atommassen C 12,01; F 19,00! 3.9 Für eine Verbindung der Bruttoformel CH2S wird experimentell eine molare Masse von 142 g mol–1 gefunden. Welche Summenformel weist das Molekül auf (Relative Atommassen C 12,01; H 1,01; S 32,06)? 5 3.10 Berechnen Sie die molare Masse eines Gases, von dem 560 mL bei Standardbedingungen 1,55 g wiegen! 3.11 Wieviele Liter Sauerstoff können bei Standardbedingungen aus 100 g KClO3 gewonnen werden? 4. LÖSUNGEN, MOLARITÄT, MOLALITÄT, PARTIALDRUCK 4.1 Welche Masse an Glucose (C6H12O6) muß man zu 1 L wässriger Lösung auflösen, um eine einmolare (1 M) Lösung zu erhalten? Die relativen Atommassen sind C 12,01, H 1,01 und O 16,00. 4.2 Geben Sie die Stoffmengenkonzentration (Molarität) einer wässrigen Natronlauge an, die 19,999 g NaOH in 0,25 L Lösung enthält (Relative Atommassen: Na 22,99; O 16,00 und H 1,01)! 4.3 Wie groß sind die Stoffmengenanteile (Molenbrüche) der einzelnen Komponenten bei einer Lösung von 12,0 g Dioxan (C4H8O2) und 12,0 g Aceton (C3H6O) in 2600 g Wasser (Relative Atommassen C 12,01; O 16,00; H 1,01)? 4.4 Aus Eisen(II)sulfid, FeS, sollen mit Salzsäure 60 g gasförmiger Schwefelwasserstoff H2S entwickelt werden. Wieviel g 35%ige Salzsäure (Massenanteil an HCl in der Lösung 0.35) werden dazu benötigt? (Relative Atommassen S 32,06; Cl 35,45; H 1,01). 4.5 Ein Gemisch von 40.0 g Sauerstoff und 40.0 g Helium hat einen Druck von 90.0 kPa. Welches ist der Partialdruck des Sauerstoffs? 5 ELEKTRONENKONFIGURATION 5.1 Geben Sie die Elektronenkonfiguration sämtlicher Edelgase an! 5.2 Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Elemente K, Br, V und Nd in der Kurzschreibweise an und kennzeichnen Sie die Valenzelektronen! 6 5.3 Die Elemente Ra, Cd und C bilden Ionen mit Edelgaskonfiguration bzw. mit edelgasähnlicher Konfiguration. Geben Sie Formel und Elektronenkonfiguration in der Kurzschreibweise an! 5.4 In den Salzen LaxOy, MgxNy, BaxBry und AlxCy weisen sowohl die Kationen als auch die Anionen abgeschlossene (vollständig gefüllte oder völlig leere) Valenzschalen auf. Ermitteln Sie die jeweiligen Werte für x und y. 5.5 Geben Sie bei den nachstehenden Paaren an, welches der beiden Teilchen jeweils den größeren Radius hat: H/H-, La3+/Lu3+, Al3+/Na+, C/N, Fe2+/Fe3+, O2-/Se2-, Re/Ta! 5.6 Geben Sie bei den nachstehenden Paaren an, welches der beiden Atome die größere (erste) Ionisierungsenergie aufweist: Be/Li, Ar/Cl, Ar/Na, Cs/Li! 5.7 Geben Sie bei den nachstehenden Paaren an, für welches der beiden Atome die Elektronenaffinität jeweils stärker negativ ist: F/I, Cl/P, Na/Mg, Br/K. 6. VALENZSTRICHFORMELN 6.1 Schreiben Sie die Valenzstrichformeln (mit Angabe freier Elektronenpaare und eventueller Formalladungen) für folgende offenkettige Moleküle bzw. Molekülionen auf: XeF6, H3O+, BF4-, PCl3, PCl5. Geben Sie an, welche Atome der Oktettregel folgen und welche nicht! 6.2 Die Moleküle NF5 und SF6 widersprechen der Oktettregel; dennoch ist eines von beiden existenzfähig. Geben Sie an, welches und warum! 6.3 Schreiben Sie die Valenzstrichformeln (mit Angabe freier Elektronenpaare und eventueller Formalladungen) unter Beachtung möglicher Mehrfachbindungen und cyclischer Strukturen für folgende Moleküle bzw. Molekülionen auf: HCN, Br2, (CH3)3PO, (CH3)3NO, S8, CO, P4! 6.4 Schreiben Sie die Valenzstrichformeln (mit Angabe freier Elektronenpaare und eventueller Formalladungen) unter Darstellung sämtlicher mesomerer Grenzstrukturen für folgende Moleküle an: BF3, HN3, O3! 7 7 DER RÄUMLICHE BAU VON MOLEKÜLEN (VSEPR-MODELL) 7.1 Ermitteln Sie die Geometrie der nachstehenden Moleküle bzw. Molekülionen und geben Sie die vollständigen Valenzstrichformeln an: XeF2, XeF4, XeF6, XeO64-, OSF4, BrF3, IF5, IF6–, H2O, NH3, NH4+, NH2–! 7.2 Schreiben Sie die vollständigen Valenzstrichformeln in der richtigen Molekülgeometrie und unter Berücksichtigung aller mesomeren Grenzstrukturen für folgende Systeme auf: NO2–, NO2+, NO2, NO3–, CO2, CO32–, SO2, SO42–, ClF6+! 8 DER RÄUMLICHE BAU 18-ELEKTRONEN-REGEL 8.1 Ermitteln Sie für Koordinationsverbindungen aus einem Zentralmetall und einer bestimmten Anzahl von Liganden für die nachfolgenden Beispiele diejenige Zusammensetzung, bei der für das Zentralmetall die 18-Elektronen-Regel erfüllt ist! a) Zentralmetall: Fe, Ligand CO b) Zentralmetall: Cr, Ligand CO c) Zentralmetall: Co3+, Ligand: H2O d) Zentralmetall: Cd2+, Ligand NH3 8.2 Schreiben Sie die vollständige Valenzstrichformel in der richtigen Molekülgeometrie und kennzeichnen Sie diejenigen, in welchen die 18-Elektronen-Regel erfüllt ist: OsO4, PtF62–, [CuCl2]–, [AuBr4]–, W(CN)84–, Ni(CO)4. 8.3 Gold in der Oxidationsstufe V bildet mit Fluor ein komplexes Ion der Zusammensetzung AuFxy–, in dem das Gold edelgaskonfiguriert ist. Ermitteln Sie die VON KOMPLEXVERBINDUNGEN UND DIE Zusammensetzung, die Struktur und den Namen! 9 SYMMETRIE, DIPOLMOMENT 9.1 Schreiben Sie die Systeme SO3 (gasförmig) und SO2 in der richtigen Geometrie auf und entscheiden Sie, welches System ein von Null verschiedenes Dipolmoment aufweist. 8 9.2 Wie kann man anhand des experimentell bestimmbaren Dipolmoments zwischen den beiden Stereoisomeren von 1,2-Difluorethylen, FHC=CHF, unterscheiden? 10 NOMENKLATUR 10.1 Von welchem Element (Symbol) leiten sich die Namen der nachstehenden Anionen ab: Tantalat, Iodat, Pertechnat, Hypochlorit, Mercurat, Superoxid, Hexacyanoferrat? 10.2 Geben Sie die deutschen Namen folgender Elemente an: Ac, Sm, Sn, Tl, Fe, Hg! 10.3 Geben Sie das Elementsymbol für folgende Grundstoffe an: Gold, Antimon, Yttrium, Magnesium, Mangan, Kupfer! 10.4 Schreiben Sie die Formeln folgender Verbindungen auf: Chloro-pentammincobalt(III) sulfat, Kalium-tetrachloroiodat(III), Methyldichloro-sulfonium-tetrafluoroborat, Dinatrium-tetracyanonickelat, Diammin-dichloroplatin(II). 10.5 Nennen Sie einen zulässigen Namen für folgende Verbindungen oder Ionen: [FeCl4]2-, NH4H2PO4 [PCl4][PCl6]! 11 FESTKÖRPER 11.1 Welche ausgezeichneten Zwischengitterplätze treten bei dichtester Kugelpackung auf? 11.2 Wie groß ist die Raumausfüllung (in%) im kubisch-primitiven Gitter? 11.3 Geben Sie Koordinationszahlen für das kubisch-primitive, das kubisch-raumzentrierte und das kubisch-flächenzentrierte Gitter an! 11.4 Eisen kristallisiert unterhalb von 906° im kubisch-raumzentrierten Gitter (α-Fe), oberhalb dieser Temperatur im kubisch-flächenzentrierten Gitter(γ-Fe). Berechnen Sie das Dichteverhältnis beider Eisentypen bei 906° unter der Annahme, daß der Abstand nächster Nachbarn in beiden Formen gleich ist! 9 11.5 In den Cäsiumchlorid-Struktur bilden die Cs+- und die Cl--Ionen kubisch-primitive Teilgitter, die in Richtung der Raumdiagonalen um den Translationsbetrag 1/2, 1/2, 1/2 versetzt sind. Wie groß ist das theoretische Radienverhältnis rCs+/rCl– ? Hinweis: Untersuchen Sie die Geometrie eines Cäsiumions in Kontakt mit 8 sich berührenden Chloridionen! 11.6 Ein ternäres Oxid kristallisiert in einer kubischen Elementarzelle (a = 400 pm), in der folgende Punktlagen besetzt sind: MI2+: 0, 0, 0; MII4+: 1/2, 1/2, 1/2; O2–: 1/2, 0, 1/2 0, 1/2, 1/2 1/2, 1/2, 0. a) Bestimmen Sie die Zusammensetzung der Verbindung! b) Ermitteln Sie die Zahl der Formeleinheiten pro Elementarzelle! c) Bestimmen Sie die Koordinationszahlen von MI2+ bzw MII4+ durch O2–! d) Geben Sie an, wieviele nächste MI-, MII- und O-Nachbarn die Oxidionen haben! e) Bestimmen Sie die Bindungslängen MI-O und MII-O! 12 THERMODYNAMIK 12.1 Ermitteln Sie die Gitterenthalpie von MgCl2 nach dem Born-Haber Kreisprozeß aus folgenden Daten: !H of (MgCl2) = -641, !H oD (Cl2) = 243, !H oEA = -358, !H oS (Mg) = 169, !H oI (1+2) (Mg) = 2190 (alle Werte in kJ/mol)! 12.2 Diboran B2H6 kann nicht direkt aus den Elementen erzeugt werden Berechnen Sie seine Standardbildungsenthalpie aus folgenden Reaktionsenthalpien: 4 B(s) + 3 O2(g) → 2 B2O3(s) ΔH = -2509,1 kJ 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ΔH = -571,6 kJ B2H6(g) + 3 O2(g) → B2O3(s) + 3 H2O(l) ΔH = -2147,5 kJ 12.3 Berechnen Sie die Entropieänderung !S or für die folgenden Reaktionen aus den angegebenen Daten bei 298K: a) S(f) + O2(g) ⎯⎯⎯→ SO2(g) !H of (SO2(g)) = -297 kJ/mol !G or = -300 kJ/mol b) 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) ⎯⎯⎯→ HCl(g) S°(H2(g)) = 131 J k-1 mol-1 So(Cl2(g)) = 223 J k-1 mol-1 S°(HCl(g)) = 188 J k-1 mol-1 10 12.4 Ozon (O3) wird in den oberen Schichten der Atmosphäre aus O2 durch UV-Strahlung gebildet (ΔHf = +142,3 kJ/mol). Berechnen Sie die mittlere Bindungsenthalpie einer O-O Bindung in Ozon, wenn die Disoziationsenergie von O2 498 kJ/mol beträgt! 12.5 Berechnen Sie die freie Reaktionsenthalpie !G or für die beiden nachstehenden Reaktionen aus den angegeben Daten! a) 2 NaF(s) + Cl2(g) ⎯⎯⎯→ 2 NaCl(s) + F2(g) b) PbO2(s) + 2 Zn(s) ⎯⎯⎯→ Pb(s) + 2 ZnO(s) !H of (in kJ/mol): NaF –569; NaCl –411; PbO2 –277; ZnO –348 S° (in J K–1 mol–1): NaF 59; Cl2 223, NaCl 72; F2 203; PbO2 77; Zn 42; Pb 65; ZnO 43 12.6 Für die nachstehende Reaktion beträgt bei Standardbedingungen (25°C = 298.15K; 1 atm = 1.01325 bar) die Reaktionsenthalpie !H or = –199 kJ/mol, die freie Reaktionsenthalpie !G or = -191 kJ/mol. Berechnen Sie die Entropieänderung !S or (in J k-1 mol-1) und machen Sie eine Aussage über den relativen Ordnungsgrad von Produkten und Edukten! 2 Ag(s) + Br2(l) 12.7 ⎯⎯⎯→ Nimmt die Entropie bei den folgenden Reaktionen zu oder ab? a) 2 CO(g) + O2g) ⎯⎯⎯→ 2 CO2(g) b) Mg(s) + Cl2(g) ⎯⎯⎯→ MgCl2(s) c) Al(s) ⎯⎯⎯→ Al(l) d) I2(s) ⎯⎯⎯→ I2(g) e) CH4(g) + 2 O2(g) ⎯⎯⎯→ 13 2 AgBr(s) CHEMISCHES GLEICHGEWICHT CO2(g) + 2 H2O(l) 11 13.1 Phosphortrichlorid und Chlor stehen im Gaszustand mit Phosphorpentachlorid im Gleichgewicht. Die Standard-Bildungsenthalpien !H of betragen für PCl3 - 306,3 und für PCl5 -399,2 kJ/mol. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und geben Sie an, welchen Einfluß die folgenden Bedingungen auf die Stoffverteilung im Gleichgewicht ausüben! a) Erhöhung der Temperatur b) Erhöhung des Drucks c) Erhöhung der Cl2-Konzentration d) Erhöhung der PCl5-Konzentration e) Zusatz eines geeigneten Katalysators 13.2 In einem Autoklaven (Rauminhalt 12 L) wird PCl5 bei einem Druck von 3 bar auf 250° erhitzt. Das sich einstellende Gleichgewicht enthält 0,21 mol PCl5, 0,32 mol PCl3 und 0,32 mol Cl2. Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonstanten Kp, Kc, und Kx für die Dissoziation von Phosphorpentachlorid bei 250°C! 13.3 Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante Kp für die Dimerisierung von NO2, wenn die Gleichgewichtskonstanten K'p für die Bildung von NO2 aus den Elementen mit 10–18,05 atm-1 sowie K''p für die Bildung von N2O4 aus den Elementen mit 10-17,16 atm–2 (alle Werte bei T = 298,15K) gegeben sind! 13.4 Die Löslichkeit von La(IO3)3 in Wasser beträgt cL = 6,9 . 10-4 mol/L. Berechnen Sie das Löslichkeitsprodukt! 13.5 Für PbSO4 und MgNH4PO4 sind die pL-Werte mit 7,80 bzw. 12.60 angegeben. Ermitteln Sie die Löslichkeit dieser Salze in Wasser (in mol/L)! 13.6 Das Löslichkeitsprodukt von Silberchromat beträgt 4,05 . 10–12 mol3 L–3. Die molare Masse von Ag2CrO4 ist 331,7 g mol–1. Berechnen Sie die Löslichkeit von Silberchromat in mg/L. a) in reinem Wasser b) in einer 10–3 M Natriumchromatlösung! 13.7 Eine Lösung enthält 4 . 10–5 mol/L Silberionen. Welche Bromidionen-Konzentration muß (bei Zusatz von NaBr-Lösung) überschritten werden, damit AgBr ausfällt (Löslichkeitsprodukt Lp = 4,1 . 10-13 mol2 L–2)? 12 13.8 Von Thalliumbromid sind in 100 ml Wasser 0.0476 g löslich, von Thalliumiodid 0.0063 g. Berechnen Sie die Ionenkonzentration einer Lösung, die für beide Salze gesättigt ist. Die relativen Molmassen betragen: Tl 204,38, Br 79,90, I 126,90. 14 SÄUREN UND BASEN 14.1 Bestimmen Sie das Ausmaß der Protolyse (in%) einer 0.5 M Essigsäurelösung (KS = 1,76 . 10-5 mol/L)! 14.2 Die zweite Dissoziationsstufe der Phosphorsäure hat einen pKs-Wert von 7,21. Welches Verhältnis der molaren Konzentration von primärem Phosphat, H2PO4– zu sekundärem Phosphat HPO42– muß man wählen, um einen pH-Wert von genau 7,00 zu erreichen? 14.3 Welchen pH-Wert hat ein Puffer, der 0,2 molar an Ammoniak und 0,4 molar an Ammoniumchlorid ist? KB = 1,76 . 10-5 mol/L. 14.4 Eine Pufferlösung aus 0,1 mol CH3COOH und 0,1 mol CH3COONa in 1 L hat einen pH-Wert von 4,76 (KS = 1,76 . 10-5 mol/L). a) Wie ändert sich der pH-Wert, wenn 0.001 mol/L HCl hinzukommen? b) Wie groß wäre der Effekt, wenn die 0,1 M Essigsäure nicht gepuffert wäre? 14.5 Auf welchem Vorgang beruht die saure Wirkung einer wässrigen Lösung von Essigsäure? Welche Konzentration muß eine Essigsäure haben, damit die Hydroniumkonzentration 3,5 . 10-4 mol/L beträgt? Wie groß ist der pH-Wert dieser Lösung? (pKs = 4,75). 14.6 Geben Sie bei den nachfolgenden Teilchen an, ob es sich dabei im Sinne von Brønsted um eine Säure oder um eine Base handelt, und schreiben Sie die jeweils dazu korrespondierenden Basen und Säuren auf: H2SO4, [HSO4]–, NO2–, [Al(H2O)6]3+. 14.7 Man berechne den pH-Wert einer Lösung, die durch Zusammengeben von 500 ml HCl der Konzentration 0,1 mol/l und 1500 ml NaOH der Konzentration 0.05 mol/L erhalten wird. 13 14.8 Ein unbekannter Student nimmt eine unbekannte Menge einer unbekannten Säure, verdünnt mit einer unbekannten Menge Wasser und titriert mit Natronlauge unbekannter Konzentration. Nach einer Laugenzugabe von 10.00 mL wird ein pH von 5.00 gemessen. Er setzt die Titration fort und stellt fest, daß der Äquivalenzpunkt nach Zugabe von insgesamt 22,22 mL NaOH erreicht ist. Wie groß ist Ks der unbekannten Säure? 15 REDOXPROZESSE 15.1 Bestimmen Sie die Oxidationszahl des Metalls in folgenden Verbindungen: CaF2, SnO2, LiH, [Ag(NH3)2]+, Ni(CO)4, K4[Fe(CN)6]. 15.2 Bestimmen Sie Oxidationszahlen aller Atome in folgenden Verbindungen: H3C-CH2-CH2-CH3, N3–, O3, [MnO4]3–, [SeCl6]2–, F-C≡C-F, Hg22+! 15.3 Vervollständigen Sie folgende Redox-Gerüstgleichungen: a) MnO4– + H3O+ + Fe2+ = Mn2+ + Fe3+ b) MnO4– + H3O+ + H2O2 = MnO2 + O2 c) Cu2+ + I– = CuI + I3– d) Cl2 + H2O = OCl– + Cl– 15.4 Kann Fe3+ in wässriger Lösung Br- zu Br2 oxidieren, wenn die an der Reaktion beteiligten Ionen jeweils in der Konzentration 1 mol/L vorliegen? Die Normalpotentiale sind mit E°(Fe3+/Fe2+) = 0,777 V und E°(Br2/Br-) = 1,065 gegeben. 15.5 Berechnen Sie die elektromotorische Kraft eines Daniell-Elements (galvanische Kette aus den beiden Halbzellen Zn2+/Zn und Cu2+/Cu) , wenn bei 25°C die Konzentrationen an Zn2+- und Cu2+-Ionen 10–1 bzw 10–9 mol/L betragen! Die Normalpotentiale der Halbzellen sind mit E°(Cu2+/Cu) = 0,337 V und E°(Zn2+/Zn) = 0,763 V angegeben. 15.6 Um welchen Betrag wird das Oxidationsvermögen der MnO4–/Mn2+-Halbkette verringert, wenn die Hydroniumionen-Konzentration von 1 mol/L auf 10-4mol/L herabgesetzt wird? Formulieren Sie die Redoxgleichung! 14 15.7 Welche Potentialdifferenz hat die galvanische Kette aus zwei Wasserstoffelektroden, von denen eine einen pH-Wert von 8, die andere von 2 aufweist (Konzentrationskette)? 15.8 Entwickeln Sie für die nachstehenden Redoxsystempaare vollständige Reaktionsgleichungen für wässrige Lösungen! Geben Sie außerdem an, welche Prozesse pHabhängig sind und ob diese in saurer oder alkalischer Lösung besser von links nach rechts ablaufen! a) Cr2O72–/Cr3+ und H2S/S8 b) HO2–/OH– und S2–/SO42– c) NO3–/NO und Cu/Cu2+ d) H2O/H2 und Zn/Zn(OH)42– e) PbO2/PbSO4 und Mn2+/MnO4– f) Br2/Br– und Mn2+/MnO4– g) H3O+/H2 und Al/Al3+
