Das erste Jahr

ÖSTERREICHISCHE CHEMIEOLYMPIADE
Das erste Jahr
ÖSTERREICHISCHE CHEMIEOLYMPIADE
Das erste Jahr – Eine Einführung
Zusammengestellt von
Mag. Gabriela Jelinek
Mag. Wolfgang Faber
Version 2.0
Dezember 2006
Inhaltsverzeichnis
Einleitung
2
5. Das chemische Gleichgewicht 72
5.1. Massenwirkungsgesetz
5.2. Gleichgewichtskonstante
5.3. KC,, Kp, Kx
5.4. Säure-Base-Gleichgewicht
Übungen
86
1. Zubereitung von Lösungen 4
Mol, Molmasse, Konzentration
1.1. Lösungen aus Feststoffen
1.2. Verdünnen von konz. Lösungen
Übungen
7
Atombau und PSE
6. Elektrochemie
6.1. Redoxgleichungen
6.2. Spannungsreihe
6.3. Nernstsche Gleichung
6.4. Elektrolyse
Übungen
Radioaktivität
2. Chemische Reaktionen
14
2.1. Reaktionsenthalpie
2.2. Reaktionsgleichung
2.3. Anorganische Reaktionstypen
2.4. Die Oxidationszahl
Übungen
18
Chemische Bindung
7. Org. Chemie – Reaktionen
7.1. Kohlenwasserstoffe
7.2. Alkohole
7.3. Phenole
7.4. Carbonylverbindungen
7.5. Carbonsäuren
7.6. Amine
7.7. Aminosäuren
Übungen
Kunststoffe
3. Org. Chemie – Nomenklatur 28
3.1. Die Strukturformel
3.2. Die Summenformel
3.3. Isomerie
3.4. Unverzweigte Kohlenwasserstoffe
3.5. Verzweigte Kohlenwasserstoffe
3.6. Halogenierte Kohlenwasserstoffe
3.7. Stoffklassen mit O und N
3.8. Ether und Ester
3.9. Mehrere funktionelle Gruppen
Übungen
35
Isomerie – Z/E; Chiralität
Anhang:
Datenblatt und PSE
4. Org. Chemie – Strukturaufklärung 44
4.1. Verbrennungsanalyse
4.2. Molmassenbestimmung
4.3. Strukturaufklärung
Übungen
52
Aromatische Verbindungen
1
98
103
110
118
EINLEITUNG
DAS ERSTE JAHR
Die Chemieolympiade
Die Chemieolympiade gibt es seit 1968; Österreich nimmt seit 1974 teil; viele erfolgreiche
Karrieren haben mit einem Olympiadekurs begonnen ……….
Dieser Olympiadekurs stellt die unterste Ebene bei deiner Ausbildung dar. Zwei Stunden pro
Woche wird dir durch Theorieerläuterungen, Einführung in das praktische Arbeiten und
verschiedene Arbeitsblätter die Chemie näher gebracht. Im April wird an der Schule ein
Wettbewerb – mit Theorie und Praxis – durchgeführt. Die besten drei Schüler qualifizieren sich
für den Landeswettbewerb. Dieser findet an einer Schule statt und dauert 3 Tage (Anreisetag,
Wettbewerbstag, Exkursion und Siegerehrung). Die besten Schüler des Bundeslandes
qualifizieren sich für den Bundeswettbewerb. Beim Bundeswettbewerb gibt es zwei Wochen eine
intensive Vorbereitung und dann einen zweitägigen Wettbewerb. Die besten vier Schüler sind
dann Österreichs Vertreter beim internationalen Wettbewerb.
Doch ohne selbstständige Arbeit wird kein Spitzenplatz möglich sein. Ähnlich wie im Sport
führt auch hier nur kontinuierliches Training zum Ziel. Der Anfang ist sicher hart, doch mit
jedem Übungsbeispiel sammelst du Erfahrung. Das Skriptum enthält viele Übungsaufgaben, die
im Lösungsskriptum ausführlich erklärt werden. Hakerl gelöste und verstanden Übungsaufgaben
ab; Beispiele, die dir nicht ganz klar waren, markiere mit einem Fragezeichen. Einige Wochen
später kannst du diese Beispiele leicht lösen.
Für den Start in dein „Olympiadeleben“ sind folgende Bücher hilfreich:
Magyar u.a. Elemente → Theorie und anorganische Chemie
Magyar u.a. Moleküle → Organische Chemie
Charles E. Mortimer - Chemie
Christen – Grundlagen der Chemie
2
EINLEITUNG
DAS ERSTE JAHR
Der Landeswettbewerb
Der Landeswettbewerb umfasst folgende Beispiele:
Theorie (Dauer 3h): 60 Punkte
A) Allgemeine Chemie – meist ein Multiple Choice Test über das gesamte Gebiet der Chemie.
B) Physikalische Chemie – Theorieaufgaben mit Berechnungen
C) Anorganische Chemie – Stoffchemie; manchmal mit Rätselcharakter
D) Organische Chemie
Praxis (Dauer 2h): 40 Punkte
E) Quantitative Analyse – die Konzentration einer bekannten Lösung muss bestimmt werden
F) Qualitative Analyse – unbekannte Proben müssen analysiert werden
Aufbau des Skriptums
Im Skriptum werden (fast) alle Inhalte der Chemieolympiade auf der Grundstufe besprochen. Für
einige Kapitel gibt es weiterführende Skripten. Es ist ein Arbeitsskriptum und gibt Anregungen
für weitere Studien. Die Übungsaufgaben weisen
einen unterschiedlichen Schwierigkeitsgrad auf.
Die Tabelle links gibt dir einen Überblick über die
SYMBOL-LEGENDE
verwendeten Symbole und ihre Bedeutung.
Selbstständiges Erarbeiten
eines Kapitels aus einem
Oberstufenchemielehrbuch;
Aufgaben zu diesem Kapitel
☺
Übungsaufgaben zum
jeweiligen Kapitel; leichte
Wiederholungsaufgaben aus
den vorangegangenen
Kapiteln.
Kniffelige Übungsaufgaben
zum Kapitel und aus den
vorangegangenen Kapiteln.
Landeswettbewerbsbeispiele;
teilweise mit noch nicht
besprochenen Inhalten;
Teile sind selbstständig
lösbar; (ausführliches
Lösungsskriptum)
Als Hilfsmittel stehen dir das Periodensystem
und ein ausführliches Datenblatt (mit Formeln,
Konstanten und Tabellen) zur Verfügung. Das
Periodensystem und das Datenblatt findest du im
Anhang des Skriptums. Das Datenblatt darfst du
beim Bewerb nicht verwenden; allerdings findest
du am Deckblatt bei jedem Bewerb eine für den
jeweiligen Bewerb passende Auswahl. Bei den
Bewerben darfst du nur einen nicht
programmierbaren Taschenrechner verwenden.
Im Lösungsskriptum findest du sehr
ausführliche Lösungsvorschläge mit vielen
zusätzlichen Informationen und Querverweisen.
Bei dir unbekannten Beispielsteilen gibt es eine
kurze Erklärung und Hinweise zu weiterführender
Literatur.
Das Praxisskriptum enthält 15 Aufgaben zur qualitativen Analytik und 15 Aufgaben zur
quantitativen Analytik. Auch bei Praxisbeispielen wird es manchmal vorkommen, dass dir die
theoretischen Grundlagen fehlen. Diese werden aber im Lösungsteil des Praxisskriptums
ausführlich erklärt. Zusätzlich erhältst du ein „Analytikblatt“, das die wichtigsten
Ionennachweise zusammenfasst. Dieses Blatt darfst du beim Wettbewerb nicht verwenden. Bei
allen praktischen Arbeiten ist es Pflicht eine Schutzbrille und einen Arbeitsmantel zu tragen.
Die Gewichtung Praxis – Theorie im Unterricht entspricht ungefähr dem Punkteschlüssel.
3
KAPITEL 1
DAS ERSTE JAHR
1 Zubereitung von Lösungen
Für die qualitative Analytik benötigt man verdünnte Säuren, Basen und Salzlösungen als
Hilfsmittel (= Reagenzien). Diese Lösungen werden aus Feststoffen oder konzentrierten
Lösungen durch Verdünnen mit Deionat (destilliertem Wasser) hergestellt.
Chemiker denken immer in Teilchen und deren Stückzahl. Die Formel C6H12O6 für
Traubenzucker bedeutet, dass 6 Kohlenstoffatome mit 12 Wasserstoffatomen und 6
Sauerstoffatomen verknüpft sind. 5 C6H12O6 bedeutet, dass man 5 Traubenzuckermoleküle hat
und damit 30 Kohlenstoffatome. Auch eine Reaktionsgleichung gibt das Verhältnis der Teilchen
wieder. Aus der Reaktionsgleichung für die Ammoniaksynthese 3 H2 + N2 ⇌ 2 NH3 kann man
ablesen, dass 3 Wasserstoffmoleküle mit einem Stickstoffmolekül zu 2 Ammoniakmolekülen
reagieren (beliebige Vielfache sind möglich – das Verhältnis bleibt aber immer 3:1:2).
Atome und Moleküle sind so klein, dass man immer für beobachtbare Phänomene eine große
Stückanzahl benötigt. Als Einheit für eine große Teilchenanzahl verwendet man 1 Mol.
1 mol ist die Einheit der Stoffmenge n. 1 mol = 6,023·1023 Teilchen.
(Avogadro-Zahl NA = 6,023·1023)
Für Traubenzucker gilt dann mit dem Molbegriff: Die Formel C6H12O6 bedeutet, dass 6 mol
Kohlenstoffatome mit 12 mol Wasserstoffatomen und 6 mol Sauerstoffatomen verknüpft sind. 5
C6H12O6 bedeutet, dass man 5 mol Traubenzuckermoleküle hat und damit 30 mol
Kohlenstoffatome.
Bei Lösungen gibt man die StoffmengenWichtige Größen:
konzentration c mit der Einheit mol/L an →
c(NaCl) = 0,1 mol/L bedeutet, dass in 1 Liter Lösung
Name
Symbol Einheit
0,1 mol Natriumchlorid gelöst vorliegt; in einem Liter
Stoffmenge
n
mol
liegen daher 0,2 mol Ionen (0,1 mol Na+ und 0,1 mol
Stoffmengenc
mol/L
Cl-) vor.
Konzentration
Molmasse
M
g/mol
Beim praktischen Arbeiten kann man aber nicht
Masse
m
g
„Teilchen“ zählen; man benötigt messbare Größen
Konzentration
c*
g/L
(Masse, Volumen), die zur Molanzahl proportional
Volumen (Lösung) V
L
sind.
Wichtige Beziehungen:
Die im PSE bei jedem Element angeführte Masse,
n
m = M.n
c=
gibt die Masse von einem Mol dieses Elements an.
V
Die Masse nennt man Molmasse M (bei Verbindungen werden die Molmassen der einzelnen Atome
m
c*
addiert). Mit Hilfe der Molmasse kann man von jeder
c* =
c=
M
V
beliebigen Molanzahl die Masse berechnen bzw. aus
einer vorgegebenen Masse auf die Molanzahl
schließen.
Praktisches Arbeiten
m und V
M
aus PSE
4
Chemisches Denken
n und c
KAPITEL 1
DAS ERSTE JAHR
1.1
Lösungen aus Feststoffen
Die berechnete Menge Salz (Sicherheitshinweise beachten) wird gewogen und in der
entsprechenden Menge Deionat gelöst – zuerst Wasser in das Becherglas geben, dann Salz
Portionsweise zugeben und danach auf die gewünschte Menge mit Deionat auffüllen. Bei
Reagenzien für die qualitative Analytik ist keine große Genauigkeit notwendig (siehe unten).
Salz
Volumen V
Konzentration c
Stoffmenge n
Molmasse M
Einwaage m
AgNO3
250 mL
0,1 mol/L
0,1 x 0,25 =
169,9 g/mol
169,9 x 0,025 =
500 mL
2 mol/L
1000 mL
0,1 mol/L
0,025 mol
Silbernitrat
BaCl2
4,25 g
Bariumchlorid
NaOH
Natriumhydroxid
Bei der qualitativen Analytik sollen die Proben und die Reagenzien
von der Konzentration her ungefähr übereinstimmen. Bei der
quantitativen Analytik werden Konzentrationen mit einer größeren
Genauigkeit angegeben z.B. c = 0,100 mol/L.
Der Taschenrechner gibt Ergebnisse mit vielen Dezimalstellen an;
diese „Genauigkeit“ ist aber falsch. Ein Rechenergebnis kann nur
so viele Stellen haben, wie es die Angabe zulässt (Zahl der
signifikanten Stellen).
1.2 Verdünnen von konzentrierten Lösungen
1.2.1 Konzentration der Stammlösung in mol/L
Die Stoffmenge der betrachteten Substanz im geringen Volumen der
Stammlösung ist genauso groß wie die Stoffmenge im großen Volumen der
verdünnten Lösung.
nkonzentriert
=
nverdünnt
aus n = c·V folgt
ckonzentriert·Vkonzentriert = cverdünnt·Vverdünnt
5
1.2.2 Konzentration der Stammlösung in Massenprozent
Es muss auf der Originalflasche die Dichte ρ der Lösung in g/L angegeben sein. Die Dichte gibt die Masse von 1 Liter Lösung an.
c* =
Massen% ⋅ ρ
100
c=
c*
M
Vkonz =
c verd ⋅ Vverd
c konz
Verdünnte Lösung
Stoff
NH3
V
konzentrierte Stammlösung
ρ
c
%
250 mL
1 mol/L
25%
910 g/L
500 mL
2 mol/L
37%
1184 g/L
1000 mL
2 mol/L
98%
1836 g/L
Ammoniak
HCl
c*
M
c
25 × 910
= 227,5 g / L
100
17 g/mol
227,5
= 13,4 mol / L
17
Salzsäure
H2SO4
benötigtes V der
konz. Stammlösung
Schwefelsäure
6
250 × 1
= 18 ,7 mL
13,4
ÜBUNGEN 1
DAS ERSTE JAHR
Übungsaufgaben 1
Atombau und Periodensystem der Elemente
Lies in Deinem Chemie-Buch die Kapitel Atombau sowie Periodensystem.
Löse die im Buch angeführten Übungsaufgaben.
1.1 Bestandteile des Atoms:
Kernteilchen
Hüllenbaustein
Name
Ladung
Masse
Symbol
1.2 Ergänze folgende Tabelle:
Name
E
p+
e-
Z
Ungeladene Atome
Schwefel
U
30
33
38
S217
18
11
10
10
Ionen
Mg2+
7
Ti4+
1.3 Welche der folgenden Ionen besitzen Edelgaskonfiguration?
o Ti4+
o Clo Fe3+
o Mg2+
1.4 Welche der folgenden Paare sind isoelektronisch (haben die gleiche Elektronenzahl) ?
o Ni2+, Cu+
o Br-, S2o I-,As3+
o Cr3+, Mo3+ o Mn2+, Fe3+
7
ÜBUNGEN 1
DAS ERSTE JAHR
1.5 5 Elemente A –E bilden im Bezug auf ihre Ordnungszahlen eine arithmetische Reihe. Dazu
folgende Hinweise:
Element D steht in der ersten Hauptgruppe und reagiert mit Wasser.
Element A ist bei 50K noch immer gasförmig.
B ist ein Hauptbestandteil der Luft.
C, D und E sind Metalle
C und D gehören zu der Gruppe der Leichtmetalle.
E ist ein Element des d-Blocks und als Verbindung in Trockenbatterien enthalten.
Geben Sie die Namen der Elemente A bis E an!
1.6 Welcher Stoff passt nicht in die folgende Aufzählung?
o Mg
o Al
o Fe
o He
☺
Spielereien mit dem „Molbegriff“
Das Mol ist die wichtigste Größe für den Chemiker; das Denken in „mol“ sollte dir
möglichst bald zur Gewohnheit werden.
1.7 Wie viel mol Sauerstoffatome sind in 4 mol Kohlenstoffdioxid (CO2) enthalten?
1.8 Wie viel mol Wasser H2O enthalten 16 mol Wasserstoffatome?
1.9 How many socks are there in exactly 20 dozen socks? How many hydrogen atoms are there
in 20 mol of hydrogen atoms?
1.10 Which contains more pieces of fruit, a dozen cherries or a dozen watermelons? Which
weighs more? Which contains more atoms, 1 mol of helium or one mole of uranium. Which
has a greater mass?
1.11 1 mol Würfelzucker (Kantenlänge 1 cm) wird über Österreich (Fläche: 80 000 km2) verteilt.
Berechne die Bedeckung Österreichs mit diesen Zuckerstücken. (Gib vor der Berechnung
eine Schätzung ab).
zu m = M.n
1.12 Berechne wie viel Mol des jeweiligen Stoffes in
a) 3,5 g Ammoniak (NH3)
b) 17,8 g Methan (CH4)
c) 3000 kg Octan (C8H18)
d) 0,034 g Schwefelsäure (H2SO4)
e) 380 mg Schwefeldioxid (SO2)
f) 3 t Eisen(III)-oxid (Fe2O3)
enthalten sind.
1.13 Berechne die Masse von
a) 3,6 mol Traubenzucker (C6H12O6)
b) 0,05 mol Zink (Zn)
c) 2 kmol Wasserstoff (H2)
d) 330 mmol Sauerstoff (O2)
8
ÜBUNGEN 1
DAS ERSTE JAHR
zu n = c.V
1.14 Wie viel mol Schwefelsäure enthalten 2 Liter Schwefelsäure mit c= 0,2 mol/L?
1.15 Die Konzentration einer Natriumchloridlösung NaCl beträgt 0,3 mol/L. Wie viel
a) Mol Natriumchlorid
b) Mol Natriumionen
c) Mol Chloridionen
sind in 1 Liter dieser Lösung enthalten?
d) Mol Ionen
1.16 Wie viel Mol Fe3+- Ionen und wie viel mol Cl- - Ionen sind in 250 mL einer Eisen(III)chlorid (FeCl3) Lösung mit c = 0,10 mol/L enthalten?
1.17 Wie viele Ionen enthält eine MgCl2-Lösung in 100 mL, wenn c = 1,00 mol/L?
Zubereitung von Lösungen:
1.18 Wie viel Gramm Kaliumhydroxid (KOH) benötigt man für die Herstellung von 3,00 Liter
Kalilauge mit c = 0,200 mol/L?
1.19 Du sollst 250 mL einer Natronlauge der Konzentration 0,15 mol/L herstellen.
Wie viel Gramm festes NaOH werden benötigt?
1.20 Konzentrierte Salzsäure ist 35,0%ig (Massenprozent) und hat eine Dichte von 1,21g/cm3.
Wie viel cm3 konzentrierte Salzsäure braucht man, um 500 ml Salzsäure der Konzentration
2,00 mol/L herzustellen?
1.21 Wieviel g Ammoniumchlorid (NH4Cl) müssen in 2,00 L Wasser gelöst werden, damit die
Konzentration der Ammoniumionen 0,0300 mol/L beträgt?
1.22 Wieviel mL Natronlauge (NaOH) mit c = 0,10 mol/L werden benötigt um 800 mL
Natronlauge mit c = 0,030 mol/L herzustellen?
1.23 250 mL Kaliumnitratlösung (KNO3) mit c = 0,20 mol/L und 300 mL Silbernitratlösung
(AgNO3) c = 0,075 mol/L werden gemischt. Berechne die Nitrationenkonzentration in der
Mischung.
1.24 Handelsüblicher Essig enthält 5,0% Essigsäure (CH3COOH). Die Dichte des Essigs beträgt
1000 g/L. Berechne die Konzentration in mol/L.
1.25 Wieviel mol Schwefelsäure (H2SO4) benötigt man zur Herstellung von 200 L 96%iger
Schwefelsäure (ρ = 1,84 g/mL).
1.26 124 g weißer Phosphor enthalten etwa wie viele P4-Moleküle?
o 6,0.1023
o 3,0.1023
o 1,2.1024
o 1,5.1023
1.27 Wie viel mL konzentrierte Salzsäure (c=12 mol/L) benötigt man für 2700 mL Salzsäure mit
c = 0,020 mol/L?
1.28 Zur Herstellung von 750 mL Bromwasserstoffsäure (HBr) mit c = 0,200 mol/L steht eine
48,0%ige Bromwasserstoffsäure mit ρ = 1490 g/L zur Verfügung. Wie viel mL der
konzentrierten HBr müssen verwendet werden?
9
ÜBUNGEN 1
DAS ERSTE JAHR
Stöchiometrische Berechnungen
(Stöchiometrie ist die Lehre von den Mengenverhältnissen bei chemischen Reaktionen). Alle
Beispiele sind mit Hilfe der Informationen von Kapitel 1 und durch Nachdenken
lösbar; Hilfe findest du auch in Deinem Schulbuch.
1.29 Wie viel mol Wasserstoff kann man aus
a) 1 mol Zink
b) 0,3 mol Zink
c) 12 mol Zink
gewinnen?
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
1.30 Wie viel mol HCl benötigt man für die Menge Zink aus Beispiel 1.29?
1.31 Wie viel mol Sauerstoff benötigt man zum Rösten von 1,00 t Pyrit (FeS2)?
4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3
1.32 15 mol Wasserstoff und 15 mol Kohlenstoffmonoxid werden zur Reaktion gebracht. Wie
viel mol Methanol können maximal entstehen?
2 H2 + CO → CH3OH
1.33 Eine bestimmte Menge Kohlenmonoxid wird mit der 1,5 fachen Menge Wasserdampf zur
Reaktion gebracht. Es reagieren nur 80% des Kohlenmonoxids und es entstehen 20 mol
Wasserstoff. Bestimme die Stoffmenge der Ausgangsstoffe vor und nach der Reaktion.
CO + H2O → CO2 + H2
1.34 Pyrit enthält 80,0% reines FeS2. Berechne die Stoffmenge an FeS2 in 10,0 t Pyrit.
1.35 1,00 L einer wässrigen Lösung von NaNO3 (c = 0,10 mol/L) wird mit 1,00 L einer
wässrigen Lösung von Mg(NO3)2 (c = 0,20 mol/L) gemischt. Die korrekten
Konzentrationen der Ionen sind
c(Na+) mol/L
c(Mg2+) mol/L
c(NO3-) mol/L
A
0,050
0,10
0,20
B
0,050
0,10
0,25
C
0,050
0,20
0,20
D
0,050
0,10
0,50
1.36 Wie viel g Aluminium müssen mit Salzsäure reagieren damit 100 g Wasserstoff gebildet
werden? 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
1.37 Eine 5,82 g schwere Silbermünze wurde in Salpetersäure gelöst und das gesamte Silber mit
NaCl in Form von 7,20 g AgCl ausgefällt. Bestimme daraus den Silbergehalt der Münze
in %.
10
ÜBUNGEN 1
DAS ERSTE JAHR
1.38 Beim Durchleiten einer Mischung von 1,00 kg Schwefelkohlenstoff und 2,00 kg Chlorgas
durch eine heißes Reaktionsrohr kommt es zu folgender Reaktion:
CS2 + 3 Cl2 → CCl4 + S2Cl2
a) Welche Masse an Tetrachlormethan (Tetrachlorkohlenstoff) lässt sich maximal gewinnen?
b) Welche Ausgangssubstanz liegt im Überschuss vor und welche Masse bleibt
unumgesetzt?
1.39 Kristallsoda ist Natriumcarbonat-10-hydrat.
a) Gib die Formel dieser Verbindung an.
b) Wie viel % Kristallwasser enthält diese Verbindung?
c) Wie viel Gramm Kristallsoda benötigt man zur Herstellung von 1500 g 12,0%iger
Natriumcarbonatlösung?
d) Wie viel mL Salzsäure (c = 0,100 mol/L) benötigt man zur Zersetzung von 1,43 g
Kristallsoda? (versuche eine Reaktionsgleichung aufzustellen oder suche dir die Gleichung aus dem
Lösungsskriptum.)
Beispiele von Landeswettbewerben
Im ersten Jahr ist es nicht möglich alles zu können; es ist aber wichtig, dass du aus
Angaben die Teile „herausfilterst“ die du kannst bzw. dass du durch logische
Überlegungen zu Ergebnissen kommst.
1.40 Landeswettbewerb Beispiel A:
a) Konzentrierte Salpetersäure enthält 65,0 Massenprozent HNO3 und hat eine Dichte von
1,41 kg/L. Welche molare Konzentration hat diese HNO3?
c = ............... mol/L
b) 5,0 g einer Probe von technischem Eisensulfid (FeS) enthält 5 Massenprozent
metallisches Eisen. Man lässt die Probe vollständig mit HCl reagieren.
i)
Welche Gase entstehen?
................................
................................
ii) Schreiben Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen an:
......................................................................................................................
......................................................................................................................
iii) Berechnen Sie das Gesamtvolumen der entstehenden Gase und die
Zusammensetzung in Volumsprozent bei Standardbedingungen (25°C und 1013
hPa).
V(gesamt) = .......................;
..............% .........;
..............% .........;
c) In der folgenden Tabelle sind die Summenformeln einiger Verbindungen angegeben.
Tragen Sie in die erste freie Spalte aus der nachfolgenden Liste die passenden
Schmelzpunkte ein und begründen Sie Ihre Entscheidung in der zweiten freien Spalte.
Schmelzpunkte (in °C): -182, -83, 748, 856, 905, 2802
11
ÜBUNGEN 1
DAS ERSTE JAHR
Substanz
HF
KBr
KF
MgO
CH4
Fp (°C)
Begründung
1.41 Passivierungsschicht von Aluminium
a) Berechne die Dicke einer Alufolie, die bei einer Länge von 5,10 cm und einer Breite von
3,60 cm eine Masse von 0,0749 g besitzt. Die Dichte von Aluminium beträgt bei 20 °C
2,702 (g/cm3).
b) An der Luft überzieht sich Aluminium relativ rasch mit einer Schutzschicht von 5-10 nm
Al2O3. Wie viele % Al liegen daher bei dieser Folie in Form des Oxides vor?
c) Liegt diese Abweichung im Bereich der signifikanten Stellen unserer Rechenangaben?
12
ÜBUNGEN 1
DAS ERSTE JAHR
1.42 Ein Kreuzworträtsel
Waagrecht:
1 Elektrode, an der die Reduktion stattfindet
5 mit chem. Mitteln nicht mehr teilbar
8 Symbol für das bekannteste Oxidationsmittel
9 rasche Reaktion, bei der viel Gas entsteht
10 Edelgas für Ballonfüllungen
12 Verfahren zur Stahlerzeugung (Abk.)
13 wichtigster Alkohol
16 Extension für Bildungsserver
18 Präfix für eine Trillion (1018)
19 Legierungsmetall für Eisen (Symbol)
20 Symbol eines spaltbaren Elements
21 Abk. für nahes Infrarotlicht
22 Abk. für eine technische Schule in Wien
23 Element, das bei Belichtung leitfähig wird (Symbol)
24 Abk. für Einwohnergleichwerte
25 Gott der Liebe
29 Symbol, das den Erfinder der Relativitätstheorie ehrt
30 Abk. für die europ. Raumfahrtsbehörde
31 Symbol für Hauptbestandteil der Luft
32 flüssiges Fett
33 Symbol des radioaktiven Edelgases
34 Präfix für „3“
36 weder Gitter noch Gas
39 Symbol für das stärkste Oxidationsmittel
40 dunkle Tinte
41 nach einem Erdteil benanntes Element (Symbol)
Senkrecht:
1 typisches Element der organischen Chemie
2 Element mit 52 Protonen im Kern
3 binäre Verbindung mit Sauerstoff
4 Zahnpastamarke der Firma Gebro
5 Symbol für ein giftiges Halbmetall
6 Metall für die Weltraumtechnik und Formel 1
7 kommt in Knollen am Meeresgrund vor (Symb.)
11 wichtigstes Leichtmetall
14 Leergewicht
15 Salze der Salpetersäure
17 Treibstoff für höher verdichtende Motoren
18 Protein
26 Größe mit der Einheit Mol
27 Symbol des zweitschwersten Elements
28 wässrige Körperflüssigkeit
35 Abk. für Röntgenfluoreszenzanalyse
37 Symbol eines Lanthanoids
38 Symbol eines Elements der 3. Gruppe
13
KAPITEL 2
DAS ERSTE JAHR
2. Chemische Reaktion
Bei einer chemischen Reaktion werden Bindungen gelöst und neu geknüpft. Aus
Ausgangsstoffen entstehen Endstoffe, die neue Eigenschaften besitzen. Jede chemische
Reaktion ist mit einem Energieumsatz verbunden. Die Beschreibung einer chemischen
Reaktion erfolgt durch eine Reaktionsgleichung.
Die Reaktionsenthalpie ∆H
2.1.
Die Reaktionsenthalpie gibt den Energieumsatz bei einer chemischen Reaktion an, wenn bei
konstantem Druck gearbeitet wird (Einheit: kJ). Eine Reaktion, bei der Energie frei wird (z.B.
eine Verbrennungsreaktion) nennt man eine exotherme Reaktion; eine Reaktion, bei der man
ununterbrochen Energie zuführen muss (z.B. Elektrolyse) nennt man endotherme
Reaktion. Bei jeder Reaktion muss eine Energiebarriere (=Aktivierungsenergie)
überwunden werden. Die Aktivierungsenergie kann durch einen Katalysator verringert
werden.
Die Reaktionsenthalpie ∆HR ist als
Differenz der Summe der
Bildungsenthalpien1 der Endstoffe
und der Summe der
Bildungsenthalpien der
Ausgangstoffe festgelegt. Daraus
folgt das Vorzeichen für die
Reaktionsenthalpie (⇒ exotherm ∆HR < 0; endotherm ∆HR > 0).
∆HR = Σ n·HB (Endstoffe) - Σ n· HB (Ausgangsstoffe)
Die Werte für die Bildungsenthalpie der wichtigsten Stoffe sind am Datenblatt angeführt.
Beachte dabei auch die Angabe des Aggregatzustandes.
Beispiel:
C2H5OH(l) + 3 O2 (g) ⇌ 2 CO2 (g) + 3 H2O(l)
∆H⊖R = 2·∆H⊖B (CO2)g + 3·∆H⊖B (H2O)l - 3·∆H⊖B (O2) - ∆H⊖B (C2H5OH)l
∆H⊖R = 2·(-393,5) + 3·(-285,8) - 3·0 - (-277,6) = - 1 366,8 kJ
Standardbedingungen ⊖
Indices
T⊖ = 298 K
g = gasförmig
p⊖ = 1 bar
l = liquid (flüssig)
Einheit
s = solid (fest)
Die Einheit ist immer kJ/angegebener RGL
Im Beispiel: kJ/mol Ethanol
B = Bildung
f = formation
1
Die Bildungsenthalpie eines Stoffes ∆HB ist die Reaktionsenthalpie der Synthesereaktion des Stoffes aus den
Elementen, aus denen der Stoff besteht. Dadurch sind die Bildungsenthalpien elementarer Stoffe durch diese
Definition gleich Null. Grund für diese Definition ist, dass nur Enthalpiedifferenzen bestimmt werden können. Die
Bildungsenthalpien bei Standardbedingungen heißen Standardbildungsenthalpien. Symbole dafür sind: ∆H⊖B ; ∆H⊖f
oder nur H⊖
14
KAPITEL 2
DAS ERSTE JAHR
2.2. Die Reaktionsgleichung
Die Reaktionsgleichung ist die Beschreibung einer chemischen Reaktion in der Formelsprache.
Formeln der Ausgangsstoffe ⇌ Formeln der Endstoffe
Art und Anzahl der Atome sind vor und nach
der Reaktion gleich Masse bleibt erhalten
Regeln zum Aufstellen der Reaktionsgleichung (=RGL):
Manchmal ist es vorteilhaft die RGL zuerst in Worten aufzustellen.
1.
Anschreiben der richtigen Formeln
2.
Abstimmen der RGL durch Vervielfachen der Formeln (= Zahl vor der Formel)
Angabe:
Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff.
In Worten:
Wasserstoff
+
Sauerstoff
Mit Formeln:
H2
+
O2
⇌
H2O
Abstimmen
2 H2
+
O2
⇌
2 H2O
⇌ Wasser
In der Regel sucht man das kleinste ganzzahlige Verhältnis; manchmal ist es aber auch üblich
Brüche wie „½“ zu verwenden. Die Zahlen vor den Formeln bedeuten mol der angegebenen
Stoffe an; da 0,5 mol immerhin noch 3·1023 Teilchen sind, sind auch Bruchzahlen berechtigt.
C6H6 + 7,5 O2 ⇌ 6 CO2 + 3 H2O
oder
2 C6H6 + 15 O2 ⇌ 12 CO2 + 6 H2O
In die Reaktionsgleichung gehen zumeist nur Stoffe ein, die an der Reaktion beteiligt sind.
Wasser ist in vielen Fällen nur Lösungsmittel und nicht Reaktionspartner. Man schreibt daher
H2O als Lösungsmittel nicht in die Reaktionsgleichung; in diesen Fällen sollte man (leider etwas
mühsam) die Formeln mit dem Index aq (=aqua) versehen, da viele dieser Reaktion nur in
wässriger Lösung ablaufen.
Auch bei Reaktionen von Ionenverbindungen reagieren nicht alle vorhanden Ionen; man
schreibt daher üblicherweise nur die reagierenden Ionen an.
Beispiel: Sulfatnachweis mit Bariumchlorid
Ba2+(aq) + SO42-(aq ⇌ BaSO4 ↓
Die Chloridionen und das Gegenion der Sulfationen sind an der Reaktion nicht beteiligt (es ist
daher auch egal, welches lösliche Bariumsalz für die qualitative Analyse von Sulfat verwendet
wird).
Beachte: Bei einer chemischen Reaktion müssen auch die Ladungen vor und nach
der Reaktion übereinstimmen.
15
KAPITEL 2
DAS ERSTE JAHR
2.3. (Anorganische) Reaktionstypen
Alle Reaktionen lassen sich in 4 grundlegende Reaktionsarten unterteilen. Der Chlorid-Nachweis
mit Silbernitrat ist eine Abfolge von drei Reaktionen, die alle zu einem unterschiedlichen
Reaktionstyp gehören.
Die Bildung von schwerlöslichem Silberchlorid bei der Zugabe von Silbernitratlösung zu einer
chloridhältigen Lösung nennt man Fällungsreaktion. Bei der Reaktionsgleichung schreibt man
nur die beteiligten Ionen (mit dem Index „aq“ für wässrige Lösung) an:
(1) Ag(aq)+ + Cl(aq)- ⇌ AgCl ↓
Beobachtung: weißer Niederschlag
Bei der Zugabe von Ammoniak entsteht ein löslicher Komplex, das Diamminsilber(I)-Ion. Diese
Art der Reaktion nennt man Komplexbildung. Diese Reaktion „geht besser“ als Reaktion (1)
(der gebildete Komplex ist sehr stabil) und bewirkt daher das Auflösen des Niederschlags. (Viele
Reaktionen sind umkehrbar; man verwendet daher häufig Doppelpfeile).
(2) Ag(aq)+ + 2 NH3 (aq) ⇌ [Ag(NH3)2]+(aq)
Beobachtung: Niederschlag löst sich auf
Bei der Zugabe einer starken Säure (z.B. HCl) bildet sich aus Ammoniak das Ammoniumion;
diese Säure-Base-Reaktion (Übertragung von einem H+ - Ion von der Säure HCl auf die Base
NH3) geht „besser“ als Reaktion (2) (NH3 ist eine schwache Base und reagiert daher vollständig
mit der starken Säure). Die Silberionen werden daher aus der Komplexverbindung wieder
freigesetzt und bilden wieder schwerlösliches Silberchlorid (RGL 1).
(3) H3O+(aq) + NH3 (aq) ⇌ NH4+(aq) + H2O
Beobachtung: weißer Niederschlag entsteht (durch Reaktion 1)
Silberionen verwendet man auch als Nachweis für einige organische Stoffe wie z.B.
Einfachzucker oder Aldehyde. Diese Stoffe bewirken, dass aus dem Silberion metallisches Silber
entsteht. Das Silberion nimmt bei dieser Reaktion ein Elektron auf, der Reaktionspartner verliert
Elektronen. Reaktionen, bei denen Elektronen ausgetauscht werden, nennt man Redoxreaktion.
4) 2 Ag+(aq) + 3 OH- + HCHO ⇌ 2 Ag ↓
Formaldehyd
+ 2 H2O
+ HCOOFormiat(ion)
(?? Wie viele Elektronen hat Formaldehyd abgegeben??)
Beobachtung: Bildung eines Silberspiegels
Säure-Base-Reaktion
Redox-Reaktion
Fällungsreaktion (oder
Löslichkeitsreaktion)
Komplexreaktion
(Bildung oder Zerfall)
16
KAPITEL 2
DAS ERSTE JAHR
2.4. Die Oxidationszahl
Die Oxidationszahl ist ein Hilfsmittel um
Redoxreaktionen zu erkennen bzw. richtig
zu stellen. Beim Bestimmen der
Oxidationszahl behandelt man alle
Verbindungen wie Ionenverbindungen und
ordnet bindende Elektronenpaare dem
Partner mit der höheren Elektronegativität
zu. Damit keine Verwechslung mit
Ionenladungen auftritt, verwendet man
römische Zahlen (Ausnahme 0).
Mit einigen Grundregeln kann man
Oxidationszahlen aus der Summenformel
bestimmen (siehe Tabelle rechts).
+I +VI -II
H2SO4
-III +I
NH
Die Summe der Oxidationszahlen in einer
neutralen Verbindung ist 0; bei geladenen
Gruppen die Ionenladung.
Elemente besitzen die Oxidationszahl 0.
in Verbindungen:
F: -I
1. Gruppe: +I
2. Gruppe: +II
H: gegenüber Nichtmetallen +I
gegenüber Metallen: -I
O: meistens –II (Ausnahme: Peroxid –I)
+I +VII -II
+
4
0
KMnO4
Cl2
+II
+I +VI -II
2+
Cu
K2Cr2O7
Nur bei einer Redoxreaktion kommt es zur Veränderung der Oxidationszahlen im Laufe der
Reaktion. Ein Partner nimmt Elektronen auf (die Oxidationszahl wird dadurch erniedrigt), der
andere gibt Elektronen ab (Erhöhung der Oxidationszahl). Die Elektronenaufnahme nennt man
Reduktion, die Abgabe Oxidation. Die Zahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen
muss gleich sein.
Oxidation
3 x 2 e-
0
+V
+II
+II
3 Cu + 8 HNO3 ⇌ 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
2 x 3 e-
Reduktion
Bei dieser und den folgenden Reaktionen sind „vollständige“ Reaktionsgleichungen angegeben; Flexibilität ist bei
der Chemieolympiade notwendig, da die Aufgabenstellung durch verschiedene Lehrer erfolgt und es doch in einigen
Bereichen unterschiedliche Betrachtungsweisen gibt.
Die obige RGL in „gewohnter“ Form (erkenne den Unterschied):
3 Cu + 8 H+(aq) + 2 NO3-(aq) ⇌ 3 Cu2+ (aq) + 2 NO + 4 H2O
Ag + 5 HNO3 ⇌ 8 AgNO3 + 7 NO2 + 4 H2O
KMnO4 + 8 HCl ⇌ 7 Cl2 + 3 MnCl2 + 3 KCl + 3 H2O
17
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
Übungsaufgaben 2
Chemische Bindung
Lies in Deinem Chemie-Buch das Kapitel Chemische Bindung.
Löse die im Buch angeführten Übungsaufgaben.
2.1 Welche Formeln sind falsch?
AlN
AlBr2
Na2P
Rb2S
2.2 Benenne folgende Substanzen:
NaHCO3
CoCl2
Ag2S
AlPO4
Fe2O3
KNO3
NH4HSO4
CH3COOLi
2.3 Bilde die richtigen Formeln folgender Stoffe:
Natriumhydrogenphosphat
Kaliumcarbonat
Calciumhydrogensulfat
Ammoniumsulfat
Calciumacetat
Magnesiumsulfid
Eisen(III)hydroxid
Kaliumpermanganat
Natriumsulfit
Magnesiumphosphat
2.4 Zeichne eine Hydrathülle
a) Um ein Aluminiumion
b) Um ein Sulfidion
2.5 Bei welcher der folgenden Verbindungen wird die Oktettregel überschritten?
N2O
H2S
CH4
SF6
2.6 Welche Geometrie weist das NO2 Molekül auf?
gestreckt
gewinkelt
tetraedrisch
trigonal pyramidal
2.7 Die Geometrie von sp2-hybridisierten Atomorbitalen ist
linear
trigonal planar
tetraedrisch
oktaedrisch
2.8 Welche der folgenden Substanzen werden in ihrem Standardzustand ausschließlich von
kovalenten Bindungen zusammengehalten?
C
AgBr
SiO2
2.9 Welches Edelgas geht keine Verbindungen ein?
He
Rn
Kr
Xe
2.10 Welches Element zeigt am stärksten metallische Eigenschaften?
As
Se
Si
Al
2.11 Konstitutionsformeln (Strukturformeln) und räumliche Geometrie von
SO2, CO32-, SF6 und C2H4
18
C6H12O6
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
Reaktionsgleichungen
Die Reaktionsgleichung ist Grundvoraussetzung für jede Berechnung und jedes
Beispiel. Das Richtigstellen = Abstimmen (engl.: to balance a equation) ist daher
wichtige Grundtechnik.
☺
2.12 Stimme folgende Reaktionsgleichungen ab:
a)
Al
+
Cl2
⇌
AlCl3
b)
C3H8
+
O2
⇌
CO2
c)
Na
+
O2
⇌
Na2O
d)
Mg
+
I2
⇌
MgI2
e)
CuO
+
Fe
⇌
f)
C8H18
+
O2
g)
C5H10
+
h)
C7H16
i)
j)
+
H2O
FeO
+
Cu
⇌
CO2
+
H2O
O2
⇌
CO2
+
H2O
+
O2
⇌
CO2
+
H2O
C2H6O
+
O2
⇌
CO2
+
H2O
FeS2
+
O2
⇌
Fe2O3
+
SO2
2.13 Schreibe folgende Reaktionsgleichungen an:
a) Bildung von Eisen(III)-oxid aus den Elementen.
b) Verbrennung (= Reaktion mit Sauerstoff) von Aluminium.
c) Kupfer(II)-oxid reagiert mit Wasserstoff zu einem Metall und einer bekannten
Molekülverbindung.
d) Magnesium reagiert mit Salzsäure zu einem Salz und einem brennbaren Gas.
e) Natrium reagiert mit Wasser.
f) Schwefeldioxid reagiert mit Sauerstoff zu Schwefeltrioxid.
g) Zerlegung von Wasser in die Elemente.
19
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
2.14 Stimme folgende Reaktionsgleichungen ab und schreibe die Oxidationszahlen über die
chemischen Symbole; bestimme, welche der Reaktionsgleichungen Redox - Reaktionen
beschreiben.
a)
__Ba3N2 + __H2O ⇌ __Ba (OH)2 + __NH3
b) __Cu + __NO3- + __H+ ⇌ __Cu2+ + __NO + __H2O
c) __Cr2O72- + __H2S + __H+ ⇌ __Cr 3+ + __S + __H2O
2.15 Bestimme den Reaktionstyp:
a)
NH4+
b) Cu2+
+ OH-
⇌ NH3
+ OH-
+ 4 NH3
2+
⇌ [Cu(NH3)4]
c) CaCO3 + H2CO3 ⇌ Ca(HCO3)2
2.16 Welches der folgenden Elemente hat +5 als höchste Oxidationsstufe?
C
N
O
Cl
2.17 Welches der folgenden Oxide reagiert mit Wasser zu Salpetersäure?
N2O
NO
N2O3
N2O5
2.18 Peroxide enthalten
Sauerstoff und Wasserstoff im Molverhältnis 1:1
zwei O-Atome für jedes Atom eines anderen Elementes
O-Atome, die kovalent aneinander gebunden sind
O-Atome, die durch Ionenbindung verknüpft sind
2.19 In welchem Anion hat das Chlor die höchste Oxidationszahl (theoretische Ladung)?
Cl-
ClO-
ClO4-
Cl
Reaktionsenthalpien und stöchiometrische Berechnungen
(sind beim Beispiel keine Bildungsenthalpien angegeben, so benütze das Datenblatt
oder ein Tabellenwerk)
2.20 Berechne die Reaktionsenthalpie für folgende Reaktionen:
a) Verbrennung von Methan.
b) H2 + Cl2 → 2 HCl
c) CH4 + H2O(g) → CO + 3 H2
20
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
2.21 Womit kann man weiter Auto fahren? Mit 1 Liter Octan (C8H18) oder 1 Liter Ethanol
(C2H5OH) als Treibstoff? (Begründung mit Rechnung)
ρ(Octan) = 0,698 g/cm³, ρ(Ethanol) = 0,785 g/cm³, ∆H°f(Octan) = - 208 kJ/mol
∆H°f(Ethanol) = -235 kJ/mol, ∆H°f(CO2) = -393 kJ/mol, ∆H°f(H2O) = -242 kJ/mol
2.22 Berechnung und Vergleich von Reaktionsenthalpien ∆H°R:
a) Berechne ∆H°R für den Lösungsvorgang von Natriumhydroxid NaOH in Wasser
Gegeben:
∆H°B (Na+(aq)) = - 240 (kJ/mol)
∆H°B (NaOH(s)) = - 427 (kJ/mol)
∆H°B (OH-(aq)) = - 230 (kJ/mol)
i) Die Reaktionsgleichung für den Lösungsvorgang lautet:
ii) Wert von ∆H°R beträgt: ............... (kJ/mol)
b) Berechne ∆H°R für den Lösungsvorgang von Ammoniumchlorid in Wasser
Gegeben:
∆H°B (NH4+(aq)) = - 132 (kJ/mol)
∆H°B (NH4Cl(s)) = - 314 (kJ/mol)
∆H°B (Cl-(aq)) = - 167 (kJ/mol)
i) Die Reaktionsgleichung für den Lösungsvorgang lautet:
ii) Wert von ∆H°R beträgt: ............... (kJ/mol)
c) Beschreibe nun die obigen Reaktionen mit den Begriffen exotherm oder endotherm:
a)
b)
i) In beiden Fällen läuft aber die Reaktion freiwillig ab! Erkläre warum das möglich ist!
2.23 Für eine gegebene Reaktion beträgt ∆H = - 75 kJ. Die Aktivierungsenergie dieser
Reaktion ist EA = 40 kJ. In der Gegenwart eines Katalysators wird die
Aktivierungsenergie der Hinreaktion um 15 kJ gesenkt. Die Aktivierungsenergie der
Rückreaktion mit demselben Katalysator beträgt dann
40 kJ
75 kJ
100 kJ
115 kJ
2.24 Diboran B2H6 hat eine hohe Verbrennungswärme und wird daher als Raketentreibstoff
getestet.
Gegeben ist:
(1)
2 B(s) + 1,5 O2(g) → B2O3(s)
∆H = -1273 kJ
(2)
B2H6(g) + 3 O2(g) → B2O3(s) + 3 H2O(g) ∆H = -2035 kJ
(3)
H2O(g) → 0,5 O2(g) + H2(g)
∆H = +242 kJ
Schreiben Sie die Gleichung für die Bildung von Diboran aus den Elementen an und
berechnen Sie die Bildungsenthalpie für B2H6.
21
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
2.25 Wie viel kg Sauerstoff benötigt man für die vollständige Verbrennung von 75 kg Octan
(C8H18)?
2.26 Wie viel g Aluminium müssen mit Salzsäure zur Reaktion gebracht werden, damit 100 g
Wasserstoff entsteht?
2.27 Bei der Analyse eines Mineralwassers wurden folgende Ionen identifiziert:
Kationen:
Mg2+
57,7 mg/L
Ca2+
261,5 mg/L
Sr2+
2,0 mg/L
2+
Mn
0,3 mg/L
Anionen:
F0,38 mg/L
Cl 59,7 mg/L
SO4271,6 mg/L
NO3
0,14 mg/L
HCO3- 1906,2 mg/L
Zur Bestimmung der noch fehlenden Alkali-Ionen wird ein Liter der Probe mit
überschüssigem Ammoniumcarbonat/Bariumhydroxid versetzt, um alle anderen Ionen
quantitativ auszufällen. Nach der Filtration wird das Filtrat mit überschüssiger Salzsäure
eingedampft und der geglühte Rückstand mit Pentan-1-ol behandelt. Das Eindampfen des
Pentanol Extraktes liefert 44,0 mg Lithiumchlorid. Um die beiden fehlenden Ionen –
Natrium und Kalium – zu bestimmen, wird der verbleibende Rückstand, der nur aus
Natrium- und Kaliumchlorid besteht, gewogen: die Masse beträgt 924,6 mg.
a) Gib den aufgrund der elektrischen Neutralität des Mineralwassers notwendigen
Gesamtalkaligehalt in mmol/L an.
b) Wie viel mg Lithiumionen enthält das Mineralwasser im Liter?
c) Berechne den Gehalt an Natrium- und Kaliumionen in mg/L.
2.28 Die Wasserhärte kann in deutschen Härtegraden (°d) angegeben werden. 1°d bedeutet 10
mg Calciumoxid pro Liter.
Welche Masse Ca2+ enthält eine Wasserprobe, deren Härte mit 5°d bestimmt wurde?
Beispiele von Landeswettbewerben
2.29 Elektrochemie
a) Die folgenden Reaktionen laufen bei Standardbedingungen freiwillig ab. Ergänzen Sie die
fehlenden stöchiometrischen Faktoren und ordnen Sie im darunter stehenden Rahmen
die Redoxpaare nach steigendem (positiver werdenden) Standardpotential.
......A + ......B3+ → ......A2+ + ......B2+
......C + ......A2+ → ......C4+ + ......A
22
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
......D + ......C4+ → ......D3+ + ......C
b) 1,050 g einer mit Silber verunreinigten Bleiprobe wurden in Salpetersäure gelöst und
auf 350 ml aufgefüllt. In diese Lösung taucht man nun eine Silberelektrode und misst die
Potentialdifferenz gegen eine Normalwasserstoffelektrode bei Standardbedingungen. Sie
beträgt 0,503 V.
Wie viel Massenprozent Ag-Verunreinigung enthält die Bleiprobe?
Verunreinigung: ...........% Ag
2.30 Ein anorganisches Problem
Zwei nicht metallische Elemente X und Z, die in der 3. Periode stehen, bilden
Wasserstoffverbindungen A und B mit annähernd gleicher Molmasse haben. Die Molmasse
von X ist kleiner als die von Z.
A und B reagieren mit konzentrierter HNO3 unter Bildung von NO und der bekannten
Verbindungen C und D, in denen X und Z jeweils ihre höchst mögliche Oxidationszahl
besitzen.
C und D könnte man aber auch aus den Oxiden von X und Z herstellen (die Oxide heißen
E und F).
a) Schreibe die Symbole von X und Z sowie Summenformeln von A, B, C, D, E und F an.
b) Schreibe abgestimmte Gleichungen für:
A + HNO3 → C
B + HNO3 → D
E→C
F→D
2.31 Zur Gewinnung von Eisen im Hochofen dürfen nur oxidische Erze eingesetzt werden.
Sulfide und Carbonate müssen vorher in Oxide umgewandelt werden.
Beim Rösten von Pyrit (FeS2) wird dieser an Luft auf 700-900°C erhitzt, wobei Eisen(III)oxid und Schwefeldioxid entstehen. Das SO2, welches als Nebenprodukt entsteht, wird mit
Sauerstoff aus der Luft zu Schwefeltrioxid umgesetzt und dieses in konzentrierte
Schwefelsäure eingeleitet, wobei mit Dischwefelsäure (H2S2O7) entsteht. Durch die Reaktion
mit Wasser zerfällt die Dischwefelsäure in Schwefelsäure.
a) Stelle für alle oben genannten Reaktionen die abgestimmten Reaktionsgleichungen auf
und bestimme die Oxidationszahlen aller Atome. (Hinweis: Pyrit enthält Schwefel in
Form von Disulfid-Ionen S22-).
b) Berechne den Massenanteil an Eisen in dem beim Rösten entstandenen Eisenoxid!
c) Gib zwei Möglichkeiten an, mit denen du zwischen einer Fe2+ und einer Fe3+-lösung
unterscheiden kannst!
2.32 Anorganische und Allgemeine Chemie
Im Folgenden ist das Element X in eine Reihe von Reaktionen verwickelt. Ein bekanntes
Mineral enthält die Verbindung XO2 mit 11,85% (m/m) Sauerstoff.
a) Wie lautet das Symbol von X?
b) Schreiben Sie die Valenzelektronenkonfiguration von X an.
c) Wie heißt das bekannte Mineral?
23
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
d) Zu welcher Gruppe von Elementen gehört X?
Es gibt eine Reihe von Möglichkeiten, X aus dem Mineral zu isolieren. In einer wird XO2 mit
Fe3+ im Sauren zu XO3 oxidiert. Letzteres kann mit Schwefelsäure in ein Salz mit dem Ion
XO22+ überführt werden.
e) Schreiben Sie für beide oben angesprochenen Reaktionen abgestimmte Gleichungen.
Man entfernt nun alle Verunreinigungen durch Filtration und fällt mit NH3 aus einer Lösung
des obigen Salzes einen gelben Niederschlag (NH4)2X2O7 aus. In Form dieser Verbindung
wird X verkauft.
f) Welche Oxidationszahl hat X in diesem Ammoniumsalz?
g) Schreiben Sie eine abgestimmte Gleichung, die zeigt, wie aus XO22+ das Ion X2O72entsteht.
h) Welche Rolle spielt Ammoniak in dieser Reaktion?
i) Schreiben Sie die Struktur von X2O72- mittels Valenzstrichformel an.
In der Natur enthält X zwei verschiedene Nuklide. Um beide voneinander zu trennen,
wandelt man X in sein leicht flüchtiges Fluorid XF6(g) um. Zunächst wird das oben
dargestellte Salz thermisch zersetzt:
9 (NH4)2X2O7(s) → 6 X3O8(s) + 14 NH3(g) + 15 H2O(l) + N2(g)
j) Welches Atom ist in dieser Zersetzung der Reduktionsmittel?
k) In der Verbindung X3O8 hätte X eine gebrochene Oxidationszahl. Wie könnte man
diesen Sachverhalt einfach erklären, so dass X ganzzahlige Oxidationsstufen bekommt?
l) X3O8 wird in drei Schritten in das flüchtige Fluorid umgewandelt:
X3O8
i)
ii)
iii)
iv)
H2
HF
XO2
XF4
F2
XF6
Schreiben Sie für alle drei Schritte abgestimmte Gleichungen.
Skizzieren Sie die räumliche Struktur von XF6.
Um welche beiden Nuklide handelt es sich?
Nach welchem grundlegenden Prinzip der Physik können die Hexafluoride der
beiden Isotope von X getrennt werden?
2.33 Allgemeine und physikalische Chemie
In einem Kalorimeter, bestehend aus einem dickwandigen Glaskolben (m = 135 g, CGlas =
0,864 Jg-1K-1), der in Wasser (m = 290 g, CW = 4,187 Jg-1K-1) taucht, und mit einem mit
Sauerstoff gefüllten Kolbenprober verbunden ist, werden durch elektrische Zündung 0,84 g
Eisenwolle verbrannt. Dabei wird ein Temperaturanstieg des Wassers von ∆T = 3,1°C
registriert. Nach Rückkehr zur Ausgangstemperatur (ϑ = 19,0°C) wird eine Abnahme des
Sauerstoffvolumens (Sauerstoffverbrauch) um 180 ml gemessen.
a) Stellen Sie für die freigesetzte Wärmemenge Q eine Gleichung auf und berechnen Sie
diese.
b) Welches der drei Eisenoxide (Wüstit/Hämatit/Magnetit) hat sich gebildet? (Begründung
durch Rechnung.)
c) Wie groß ist die Standardbildungsenthalpie ∆Hf298 dieses Oxids?
d) Berechnen Sie die Standardbildungsenthalpien der anderen beiden Oxide (Hinweis:
Berechnen Sie dazu die Enthalpie pro Ionenladung des Eisens).
24
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
2.34 Die Südosttangente:
135000 Autos befahren täglich die SO-Tangente in Wien.
Dieses Problem soll aus chemischer Sicht abgeschätzt werden:
a) Wie viel Benzin wird von diesen Autos verbraucht?
b) Stellen Sie die Reaktionsgleichungen für die vollständige Verbrennung von Benzin auf
und berechnen Sie die freigesetzten Massen an Kohlenstoffdioxid und Wasser (für alle
Autos).
c) Wie groß ist dabei der Sauerstoffverbrauch aller Autos?
d) Berechnen Sie die bei der Verbrennung freiwerdende Energie (zuerst für 1 mol, dann für
die gesamte Benzinmenge).
e) Wie viele Vollbäder (á 200 l) könnte man mit dem freigesetzten Wasser nehmen?
f) Wie groß müsste ein Wald sein, der den verbrauchten Sauerstoff liefern könnte?
g) Wie viele Einfamilienhäuser könnte man mit dieser freigesetzten Energie etwa heizen?
Dazu einige Angaben:
Benzin soll mit Octan gleichgesetzt werden.
Länge des Autobahnstückes: 14 km.
Durschnittsverbrauch PKW: 10 l / 100 km
ρ(Octan) = 0,74 g/ml ;
∆Hf(Octan) = -250 kJ/mol; ∆Hf(CO2) = -393,5 kJ/mol; ∆Hf(H2O) = -241,8 kJ/mol.
1 ha Wald liefert 21 t Sauerstoff / a.
Bedarf eines Einfamilienhauses an Heizöl: ca. 3 t/a.
Heizwert von Heizöl: 41000 kJ/kg.
2.35 Kupferkomplexe
a) Das doppelt geladene Kupfer-Ion ist ein guter Komplexbildner, das hauptsächlich
Komplexe mit der Koordinationszahl 4 bildet. Schreibe in jedes Kästchen die gesuchten
Komplexionen:
B und E ... anionische Komplexe
C und G ... kationische Komplexe
D und F ... hellblaue Niederschläge
+H2O
A
C
+NH4OH
F
+NaOH
konz.
E
+HCl konz.
B
+NaOH
D
CuCl2
wasserfrei
+NH4OH
im
Überschuss
G
b) Berechne die theoretische Ausbeute des Komplexes “Tetramminkupfer-II-sulfat”, wenn
10g CuSO4 .5H2O mit Ammoniak umgesetzt (und mit Ethanol zur Kristallisation gebracht)
25
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
wurden.
2.36 Konservieren von Wein
Das Gas Schwefeldioxid, das zusammen mit anderen Luftverunreinigungen als ein Auslöser
des Waldsterbens gilt, wird wegen seiner desinfizierenden Wirkung auch als
Konservierungsmittel für Wein, Säfte und Trockenfrüchte verwendet. Zu diesem Zweck
wird entweder vor Einfüllen des Weines in dem Weinfass ein Stück Schwefel verbrannt oder
es wird dem Wein Natriumsulfit zugesetzt, das durch den Säuregehalt des Weines nach
folgenden Gleichungen zerfällt:
H+
Na2SO3 +
Na+
H2SO3 +
H2SO3
SO2 +
H2O
i) Finde die richtigen stöchiometrischen Koeffizienten für die obigen
Reaktionsgleichungen!
ii) Wie viel mg Na2SO3 müssen pro Liter Wein zugesetzt werden, damit die
Konzentration an SO2 50mg/L beträgt?
iii) Wie viel mg Schwefel müssen in einem 50 L Fass verbrannt werden, damit die
Konzentration an SO2 50 mg/L beträgt?
2.37 Kreuzworträtsel
2
1
12
3
4
16
5
17
20
6
26
9
10
11
14
18
21
25
8
7
13
19
22
27
23
24
29
28
30
32
35
34
41
15
31
33
36
37
38
39
40
42
Waagrecht:
1
Salz der Schwefelsäure
7
Elektrode an der die Oxidation stattfindet (Mehrzahl)
12
Pyrimidinbase, die in der RNA enthalten ist
13
Engländer, der ein einfaches Atommodell entwarf
16
Bekanntes Phospholipid
19
Systematische Endung der Saccharide
26
ÜBUNGEN 2
DAS ERSTE JAHR
20
21
24
25
28
30
32
34
37
40
41
42
Fett (engl.)
Kleinste Informationseinheit des binären Alphabets
Symbol für ein Metall, das auf jeder bekannten Flüssigkeit schwimmt
Verbindungen derselben Summenformel, aber unterschiedlicher Struktur
Von Curie entdecktes Element (Symbol)
Persönliches Fürwort
In Nucleinsäuren vorkommender Zucker
Symbol für ein Element, das sich bei tiefen Temperaturen von der metallischen in die
nichtmetallische Modifikation umwandelt
Aluminium, dessen Oxidschicht elektrolytisch verstärkt wurde
Symbol für ein Seltenerde-Element
Mineral, aus dem man das wichtigste Metall wirtschaftlich gewinnen kann
Vorwort für „zur Sonne gehörig“
Senkrecht:
2
Salz des Schwefelwasserstoffs
3
Harnstoff-spaltendes Enzym
4
Milchzucker
5
Abkürzung für die Reaktion der Alkylierung oder Acylierung am Aromaten
6
Symbol für ein Element, dessen giftige Verbindungen gegen Ratten eingesetzt werden
8
Grenzwert, der angibt, wie viel eines Stoffes bei lebenslanger Aufnahme mit der Nahrung
ohne Einfluss bleibt (Abkürzung)
9
Vorwort für 10-9
10
Vorwort für „mehrere“
11
Tetrabromfluorescein (Farbstoff für rote Tinte)
14
C6H5-CH3 (alte Bezeichnung)
15
Vorsilbe für „neu“
17
Symbol für ein Element mit (Namensgebender) blauer Spektrallinie
18
Symbol für ein Lanthanoid
22
Symbol für ein Edelmetall
23
Vorwort für 1012
26
Einheit der Stoffmenge
27
Gegenteil von „endo“
29
Für die Biotechnologie wichtiger Mikroorganismus
31
Vorwort für „halb“
33
Salz (latein.)
35
Symbol für ein Halbmetall, das für lichtempfindliche Zellen verwendet werden kann
36
Symbol für ein Element, das für Stahllegierungen verwendet wird
38
Symbol für ein Edelgas
39
- log c(H+)
27
KAPITEL 3
DAS ERSTER JAHR
3. Organische Chemie
Die organische Chemie ist die Chemie der Kohlenstoff-Verbindungen. Nur wenige
Kohlenstoffverbindungen (z.B. Oxide, Kohlensäure und Carbonate) zählt man zur anorganischen
Chemie.
Kohlenstoff nimmt eine Sonderstellung bei den Elementen ein. Kohlenstoff geht gerne
Bindungen (auch Mehrfachbindungen) mit anderen Kohlenstoffatomen ein; es können sich
verzweigte Ketten und Ringe bilden. Auch Bindungen zu Halogenen, Sauerstoff, Stickstoff und
Wasserstoff sind sehr stabil. Verbindungen, die nur aus C und H bestehen nennt man
Kohlenwasserstoffe. Die wichtigste Bindungsart in der organischen Chemie ist die
Atombindung (kovalente Bindung).
3.1.
Die Strukturformel (Konstitutionsformel)
Strukturformel
Halbstrukturformel
Skelettformel
H H H
H C C C H
CH3
CH2 CH3
H H H
H
H
H C C C
H
H H
H
H
C
H
H
H
H C C C H
H
H H
H
H
C
H C C H
H H
H Cl H
H C C C H
Cl
CH3
CH CH3
H H H
H H H
H C C C O H
CH3
CH2 CH2 OH
H H H
28
OH
KAPITEL 3
DAS ERSTER JAHR
3.2.
Die Summenformel
Kohlenwasserstoffe, die kettenförmig sind und nur Einfachbindungen haben (nAlkane), besitzen die allgemeine Summenformel CnH2n+2.
Für jede zusätzliche C-C-Bindungen fallen 2 Wasserstoffatome weg. Eine Verbindung
mit der Summenformel C8H14 kann daher folgende Strukturmerkmale besitzen:
1 Dreifachbindung, 2 Doppelbindungen, Ring und 1 Doppelbindung, 2 Ringe.
3.3.
Isomerie
Verbindungen, die dieselbe Summenformel aber eine unterschiedliche Strukturformel
besitzen, nennt man Isomere:
CIP – Prioritätenregeln
wichtige Arten der Isomerie:
Das System regelt die Reihung von
Atomen oder Atomgruppen, die an
Strukturisomerie (Gerüstisomerie)
ein charakteristisches Atom (meist
C4H10
C-Atom) gebunden sind. Bei der
E/Z - Isomerie müssen zwei
Hinweis: Um die Einfachbindung herrscht freie Drehbarkeit
Substituenten gereiht werden, bei der
R/S-Isomerie vier.
Stellungsisomerie
Das Atom mit der höheren
Cl
Ordnungszahl hat die höhere
Priorität.
Cl
E/Z-Isomerie
Um die Doppelbindung herrscht keine freie
Drehbarkeit. Man bestimmt jeweils den
Substituenten mit der höheren Priorität (siehe
Kasten rechts) auf beiden Seiten der
Doppelbindung.
E(ntgegen)-Form Z(usammen)-Form
Cl
OH
Sind die „Erstgebundenen“
Atome gleich, geht man
schrittweise weiter.
Mit Mehrfachbindung gebundene
Atome gelten als mehrere einfach
gebunden Atome.
CH3
>
H
OH
>
CH3
CH3
C CH3
CH3
>
CH3
H
H
O
C
E oder Z?
E oder Z?
>
H
C CH2 CH3
C OH
H
R/S-Isomerie (Optische Isomerie, Chiralität. Enantiomerie)
Eine Grundvoraussetzung ist ein C-Atom mit 4 verschiedenen Substituenten
(asymmetrisches C-Atom). Für die Bestimmung dieser Isomerieart benötigt man eine
Erweiterung der Regeln beim Anschreiben der Strukturformel. Auch bei dieser
Isomerieart muss man die Substituenten entsprechend der Prioritätenregeln reihen.
Nähere Informationen findest du in einem Lehrbuch.
29
KAPITEL 3
DAS ERSTER JAHR
3.4. Benennung unverzweigter Kohlenwasserstoffe
Die Benennung erfolgt nach einem „Baukastenprinzip“; Namensteile, die nicht immer
auftreten, stehen in Klammer.
(Präfix)
Stamm-
-(Lokant)-
-Suffix
Nur bei Ringen
Anzahl der C-Atome
Stellung(en) der
Mehrfachbindung(en)
Zeigt Mehrfachbindungen an
Cyclo
MethEthPropButPentHexHeptOctNonDecAlk-
1C
2C
3C
4C
5C
6C
7C
8C
9C
10 C
allgemein
-an
nur Einfachbindungen
-en
eine Doppelbindung
-adien 2 Doppelbindungen
-atrien 3 Doppelbindungen
-in
eine Dreifachbindung
Beispiele:
Pentan
Pent-1-en
E-Pent-2-en
Penta-1,3-dien
CH CH
Cyclohexan
Cyclohexen
Cyclopenta-1,3-dien
Ethin
Z-But-2-en
Buta-1,3-dien
Propen
Ethen
30
KAPITEL 3
DAS ERSTER JAHR
3.5.
Benennung verzweigter Kohlenwasserstoffe
Beispiele:
IUPAC – Nomenklaturregeln
Auffinden der längsten C-Kette
„Grundmolekül“(sind Mehrfachbindungen
vorhanden, so müssen sie Bestandteil des
„Grundmoleküls“ sein)
a)
Bei gleich langen Ketten gilt:
6-Ethyl-2,4-dimethylnonan
Kette mit den meisten Seitenketten
Kette mit den niedrigsten Lokanten für
die Seitenketten (Verzweigungen)
b)
Nummerierung der längsten Kette. Man
beginnt an dem Ende, bei dem die erste
Verzweigungsstelle einen möglichst
niedrigen Lokanten erhält.
Mehrfachbindungen haben Vorrang.
c)
Bestimmung von Art und Anzahl der
Seitenkette.
4-Ethyl-2,2,3,7-tetramethyl-5-propylnonan
Stammname und Endung –yl
2 gleichartige Verzweigungen di3 gleichartige Verzweigungen tri4 gleichartige Verzweigungen tetraab 5 systematisch: penta-; hexa- …
Bestimmung der Position der Seitenketten.
2,5-Diethyl-6,7,7-trimethyl-4-propyloct-1-en
d)
Zusammensetzen des Namens:
Seitenketten mit Lokaten in alphabetischer
Reihenfolge (di-, tri- wird nicht
berücksichtigt) vor dem Namen des
„Grundmoleküls“.
Benennung von verzweigten Seitenketten
Ermitteln der längsten Kette (Endung
-yl)
Die Nummerierung erfolgt vom C-Atom
der Hauptkette aus.
Benennung der Verzweigung(en)
Der gesamte Seitenkettennamen wird
nach dem Haupkettenlokanten in
Klammer angeschrieben.
Der Gesamtname (inklusive di-; tri-)
wird entsprechend dem Alphabet
eingeordnet.
Sind mehrere gleichartige verzweigte
Seitenketten vorhanden, wird dies durch
die Vorsilben bis- (2), tris- (3) und
tetrakis- (4) vor der Klammer vermerkt.
Bei Ringen ist der Ring das Grundmolekül.
31
3,4-Diethyl-2,5,5,8-tetramethyl-6-propylnonan
e)
4-Methyl-5,6-bis(1-methylpropyl)-decan
f)
3-Ethyl-2-methyl-5-(methylethyl)-nonan
KAPITEL 3
DAS ERSTER JAHR
3.6.
Benennung von halogenierten Kohlenwasserstoffen
Der Halogenname wird in alphabetischer Reihenfolge analog der Verzweigungsnamen angeführt.
Cl
3-Chlor-2,3-dimethylpentan
3.7.
Wichtige Stoffklassen mit Sauerstoff und Stickstoff
Stoffklasse
Alkohol
Aldehyd
Allgemeine Formel
R-OH
Funktionelle Gruppe
(„untergeordneter
Name“)
Benennung (Endung)
Beispiel
R C
Hydroxy-
-ol
Keton
Carbonsäure
O
O
H
R C R
O
1
Carbonyl- ; Oxo-
-al
O
OH
Wichtiger Vertreter
R – NH2
R - C≡N
Amin(o)-
-säure
O
-amin
NH2
Cyano-
-nitril
C
N
OH
Butan-2-ol
Propanal
Pentan-3-on
Butansäure
Ethanol
(alkoholische
Getränke)
Methanal
(Formaldehyd)
Propanon
(Aceton)
Ethansäure
(Essigsäure)
C – Bestandteil des Kohlenwasserstoffanteils (Name!)
Nitril
OH
Carboxyl- ;
Carboxy-on
O
R C
Amin
R - Kohlenwasserstoffrest
32
Hexan-3-amin
Anilin
(Benzenamin,
Farbstoffe)
Propannitril
Acetonitril
(Ethannitril,
Lösungsmittel)
R – „fette“ Reste können auch nur H sein
KAPITEL 3
DAS ERSTER JAHR
3.8.
Ether und Ester
Ether und Ester sind zwei Stoffklassen, die durch eine Kondensationsreaktion
(Verbindung zweier Moleküle durch Abspaltung eines kleinen Moleküls z.B.
Wasser) gebildet werden.
3.8.1.Ether
Alkohol + Alkohol ⇌ Ether + Wasser
R-OH
+ R(1)-OH ⇌ R-O-R(1) + H2O
Benennung:
(1) Dialkylether (bei gleichen Resten) oder Alkylalkyl(1)ether (Alphabet!)
oder
(2) Alkoxyalkan (-alkan benennt den längeren Rest)
Beispiele:
O
O
Diethylether oder Ethoxyethan
Ethylpropylether oder Ethoxypropan
3.8.2.Ester
(Carbon)säure +
O
R
+
C
Alkohol
R(1)
Ester
⇌
+ Wasser
O
OH
R
OH
C O R(1) +
H2O
Benennung:
(1) Alkansäurealkylester
oder
(2) Alkylalkanoat (-alkanoat benennt den Säurerest –COO-)
Ester können auch mit anorganischen Sauerstoffsäuren (Phosphorsäure,
Schwefelsäure, Salpetersäure) gebildet werden.
Beispiele:
O
O
O
O
Propansäuremethylester oder Methylpropanoat
Butansäureethylester oder Ethylbutanoat
O
CH3
O P O CH3
CH3
OH
Phosphorsäuredimethylester oder Dimethylphosphat
33
O NO2
Salpetersäuremethylester oder Methylnitrat
KAPITEL 3
DAS ERSTER JAHR
3.9. Verbindungen mit mehreren funktionellen Gruppen
Sind in einer Verbindung mehrere funktionelle Gruppen vorhanden, so bestimmt die
Höherrangige die Stoffklasse und die Namensgebung. Die weiteren funktionellen
Gruppen werden vor dem Stammnamen in alphabetischer Reihenfolge angegeben. Der
Kasten rechts zeigt die wichtigsten funktionellen Gruppen nach abnehmender Priorität
und die Benennung der funktionellen Gruppe als untergeordneten Molekülbaustein.
Beispiele:
Milchsäure ((R/S)-2-Hydroxypropansäure):
OH
CH3
C COOH
Rangordung und Präfixbezeichnung
H
O
Brenztraubensäure (2-Oxopropansäure):
Carboxy-
C
O
OH
OH
Oxo(Aldehyd vor
Keton)
C O
O
Alanin ((R/S)-2-Aminopropansäure):
OH
Hydroxy-
NH2
Amino-
O
OH
NH2
Citronensäure (3-Carboxy-3-hydroxypentandisäure):
COOH
HOOC CH2
C CH2 COOH
OH
Fischer-Projektionsregeln für chirale
Verbindungen:
(R) – 2 - Hydroxypropansäure
OH
Asymmetrisches C-Atom liegt in der
Papierebene.
Die vertikalen Substituenten liegen „hinter“ der
Papierebene.
Die horizontalen Substituenten weisen aus der
Papierebene.
Zur Verdeutlichung können die Bindungen
verstärkt bzw. punktiert gezeichnet werden. Bei
der Skelettformel muss diese Art der Schreibweise
(Konfigurationsformel) gewählt werden.
34
H
OH
C O
C OH
H C
CH3
OH
CH3
OH
OH
CH3
C O
C COOH
CH3
C COOH
H
H
O
OH
H
OH
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
Übungsaufgaben 3
Isomerie
Lies in Deinem Chemie-Buch das Kapitel Isomerie.
Löse die im Buch angeführten Übungsaufgaben.
3.1 Die D-Glucose ist ein Monosaccharid (Einfachzucker) mit folgender Struktur:
a) Wie viele Stereoisomere gibt es zur Glucose?
b) Zeichne je 2 Verbindungen, die zueinander diastereomer bzw. enantiomer
sind.
H
C
O
H C OH
HO C H
H C OH
H C OH
c) Die D- Fructose unterscheidet sich von der Glucose durch die Stellung der
Carbonylgruppe. Die Fructose ist zum Unterschied von der Glucose, die eine H C OH
Aldohexose ist (= Aldehyd; 6C – Atome) eine Ketohexose (Die Carbonylgruppe H
ist am 2. C-Atom). Zeichne die Strukturformel der D-Fructose und nenne die Zahl der
Stereoisomeren.
Nomenklatur und Stoffklassen
Die Benennungsregeln, die du im letzten Kapitel gelernt hast, werden von der IUPAC
(International Union for Pure and Applied Chemistry) erstellt; man spricht daher auch
von der IUPAC – Nomenklatur.
☺
3.2 Strukturformeln (Konstitutionsformeln) und Benennung aller Isomeren zu C8H18
3.3 Gib bei folgenden Verbindungen, den Namen und die Stoffklasse an:
a)
O
b)
c)
O
O
e)
d)
f)
O
NH2
O
h)
g)
i)
OH
OH
O
OH
OH
OH
j)
O
k)
O
l)
OH
NH2
3.4 Welche der Verbindungen aus Frage 3 besitzen ein asymmetrisches C-Atom?
35
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
3.5 Erstelle die Strukturformel (Konstitutionsformel) von:
a) Methanal
b) Ethylhexan
c) Aminoethansäure
d) Ethandiol
e) 2,2,4-Trimethylpentan
f) Butandisäure
g) E-Butendisäure
h) Propanon
i) E-Pent-2-en
3.6 Benenne folgende Kohlenwasserstoffe:
a)
c)
b)
d)
3.7 Organische Chemie
a) Erstellen Sie die Strukturformeln (Konstitutionsformeln) aller möglichen Alkohole mit
der Formel C5H11OH.
b) Benennen Sie die Verbindungen systematisch.
c) Geben Sie an, welche der Verbindungen R/S-Isomerie zeigen.
3.8 Organische Chemie
Richtiges bitte ankreuzen:
a) Alkohole (Alkanole)
o sind alle bei Raumtemperatur entflammbar
o enthalten mindestens eine Hydroxygruppe
o sind alle gut wasserlöslich
o können teilweise zu Säuren oxidiert werden
b) Zu der Summenformel C4H8 gibt es
o 2 Isomere
o kein Isomer ohne Doppelbindung
o mehr als 4 Isomere
o ein Isomer mit dem Namen Methylcyclopropan
c) Zu den Fettsäuren gehören
o Pentansäure
o Palmitinsäure (Hexadecansäure)
o C17H33COOH
o C14H29COOH
36
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
d) Propanon ist ein
o wichtiges Lösungsmittel
o Aldehyd (Alkanal)
o wichtiger Zusatz in Erfrischungsgetränken
o leicht entflammbarer Stoff
e) Methanal ist
o ein wohlriechendes Gas
o in manchen Kosmetika enthalten
o giftig und möglicherweise krebserregend
o in polymerer Form fest
Kreuz und Quer durch die Chemie
3.9 Reaktionsenthalpie
Berechne die Reaktionsenthalpie (= Hydrierungsenthalpie) der Reaktion
C6H6 (l) + 3 H2 (g) → C6H12 (l)
aus den molaren Verbrennungsenthalpien.
Als Verbrennungsprodukte treten nur CO2 (g) und H2O(l) auf. Die Verbrennungswärmen
betragen für C6H6 (Benzen) = - 3270 kJ/mol, für C6H12 (Cyclohexan) = - 3921 kJ/mol und
für H2 (Wasserstoff) = -286 kJ/mol.
3.10
Dürnrohr
Das Kraftwerk Dürnrohr liefert bei Vollbetrieb pro Stunde 765 MW elektrische Leistung.
Dafür werden 270 t Kohle pro Stunde verfeuert. Ihr Heizwert beträgt 24,3 bis 30 MJ/kg. Das
entspricht im Mittel einem Heizwert von umgerechnet 7,541 kWh/kg.
Die Kohle enthält durchschnittlich 1 % Schwefel, der nicht vor der Kohleverbrennung
entfernt werden kann. Der Schwefel reagiert zu Schwefeldioxid, welches durch die Rauchgasentschwefelungsanlage entfernt wird. Dabei wird SO2 mit Calciumoxid umgesetzt und
anschließend zu Calciumsulfat oxidiert, welches deponiert wird oder z.B. in der Bauindustrie
verwendet wird.
a)
b)
c)
d)
Vergleiche den Wirkungsgrad von Dürnrohr mit deutschen Kraftwerken (η = 38 %).
Wie viele Mol SO2 werden stündlich erzeugt?
Geben Sie die Reaktionsgleichungen für die Rauchgasentschwefelung an.
Wie viele Tonnen Calciumsulfat werden stündlich gebildet?
3.11 Eine Gesteinsprobe besteht aus einem Gemisch aus Kalk und Magnesit. Von dieser
Probe wurden 1,990 g in 50 ml Salzsäure (c = 1 mol/l) heiß gelöst. Anschließend wurde die
Probe mit Natronlauge (c = 0,5 mol/l) zurücktitriert; der Natronlauge-Verbrauch betrug
dabei 18,5 ml.
Berechnen Sie, in welchem Verhältnis (Massenprozente) die Substanzen CaCO3 und
MgCO3 in der Mineralprobe vorliegen.
3.12 Lange Zeit wurde in der Malerei Bleiweiß verwendet. Diese Farbe enthält Bleiacetat. Im
Laufe der Jahrhunderte veränderte sich das „Weiß“ durch Hydrogensulfid
(Schwefelwasserstoff) in der Luft in „Schwarz“. Restauratoren behandeln diese Stellen mit
Wasserstoffperoxid, um wieder den ursprünglichen Bildinhalt herzustellen.
37
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
a) Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen an und geben Sie für die zweite Gleichung die
Oxidationszahlen an.
b) Wie viele Milliliter einer 17%igen Wasserstoffperoxid-Lösung (ρ = 1000 g/L) werden
benötigt, um eine Fläche, die 119,5 g Bleisulfid enthält, zu entfärben?
3.13 Niob
Die Gewinnung des Metalls Niob erfolgt meist in zwei Stufen:
a) Im ersten Schritt wird Niob(V)-oxid mit Koks zu Niobcarbid umgesetzt:
Nb2O5 +
C
NbC +
CO
b) Das gebildete Niobcarbid reduziert schließlich weiteres Niob(V)-oxid zu elementarem
Niob:
NbC +
Nb2O5
Nb +
CO
i) Ermitteln Sie für beide Reaktionsgleichungen die richtigen stöchiometrischen
Koeffizienten!
ii) Wie viel Nb2O5 und wie viel Koks werden (bei vollständiger Umsetzung der
Ausgangsstoffe)
Nb2O5:
zur Gewinnung von 1 t Niobcarbid verbraucht?
C:
iii) Welches Volumen nimmt das bei der Entstehung von 1 t Niobcarbid gebildete CO
bei Atmosphärendruck ein?
iv) Wie viel Niob(V)-oxid und wie viel Koks werden (wiederum bei vollständiger
Umsetzung der Ausgangsstoffe) zur Produktion von einer Tonne elementarem Niob
benötigt?
Nb2O5:
C:
3.14 Brom kommt in der Natur vor allem in Form von löslichen Bromiden vor. So enthält ein
Liter Meerwasser 0,065 g Bromidionen. Bei der Gewinnung von Brom aus Meerwasser
(„Kaltentbromung“) läuft in einer Reihe von Reaktionen auch die folgende ab:
NaBr +
NaBrO3 +
H2SO 4
Br2 +
Na2SO4 +
H2O
a) Berechne die Stoffmengenkonzentration c der Bromidionen im Meer!
c(Br - ):
mol/L
b) Finde die richtigen stöchiometrischen Koeffizienten für die obige Reaktionsgleichung!
c) Welche Masse Natriumsulfat fällt als Nebenprodukt bei der Gewinnung von1, 00 kg Br2
an?
m(Na2SO4):
kg
38
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
3.15 Berechne die Reaktionsenthalpie ∆ H bei 25°C für die Isomerisierung von Cyclopropan
zu Propen!
Gegeben sind für 298K:
a) die Verbrennungsenthalpien:
∆ Hv [Cyclopropan] = -2090 kJ/mol
∆ Hv [C] = -393 kJ/mol
∆ Hv [H2] = -285 kJ/mol
b) die Bildungsenthalpie:
∆ Hf [Propen] = 20 kJ/mol
3.16 Für 10 der 16 angegebenen Strukturformeln treffen die in der Tabelle angeführten
Aussagen zu. Die jeweilige Verbindung ist der richtigen Aussage zuzuordnen.
HO
OH
C
B
CH3
A
CH2OH
CS2
E
D
Cl
C
F
OH
H2N
O
O
Cl
OH
H2N
H
C
G
H2N
O
H
C O
I
CHO
OH
K
N
H
CH2
C
L
COOH
OH
HO
M
J
O
Cl
OH
OH
CHO
Q
COOH
O
P
NH2
OCH3
OH
Kampfstoff vieler Ameisen
mit H2O2 zur Reaktion gebracht ist es die
„Munition“ des Bombardierkäfers
Endprodukt des Eiweißabbaus beim Menschen und bei
Säugetieren
eines der ersten Narkosemittel
(Bestandteil der Hoffmannstropfen)
Aromatische Verbindung die des Öfteren in der
Weihnachtsbäckerei enthalten ist.
der Missbrauch ist nicht nur in Österreich ein
soziales Problem
Sehr giftiges Gas, das für die Herstellung mancher
Ketone verwendet wird. (Michlers Keton)
riecht nach Marzipan
Ausgangsstoff für die Aspirinsynthese
natürlich vorkommende Aminosäure die
optisch nicht aktiv ist.
3.17 Organische Chemie
Eine gesättigte Monocarbonsäure wird durch Oxidation von 1,00 g eines primären Alkohols
hergestellt. Die Ausbeute der Reaktion beträgt 78%. Die gebildete Carbonsäure wird
anschließend mit Natronlauge (c = 0,200 mol/dm³) titriert, wobei der NatronlaugeVerbrauch 30,0 cm³ beträgt.
a) Ermitteln Sie die Summenformel der hergestellten Carbonsäure.
b) Zeichnen Sie für diese Summenformel eine Strukturformel, die eine optisch aktive
Verbindung darstellt. Geben Sie dazu den systematischen Namen Ihrer Verbindung an.
39
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
Beispiele von Landeswettbewerben
In vielen Fällen (siehe Beispiele) wird bei organischen Beispielen ein Reaktionsschema
vorgegeben; durch logische Überlegungen kannst du dann das Schema auf die verlangten
Aufgaben anwenden.
3.18
27. Landeswettbewerb Problem D
>
a) Ein Insektenschadstoff
4-Methylheptan-3-ol wird vom weiblichen Borkenkäfer, der auch für die Ulmenkrankheit
entscheidend verantwortlich ist, abgegeben.
Dieser Alkohol kann aus einem Grignard-Reagenz R1-MgBr und einem Aldehyd R2-CHO
(R2 hat weniger C-Atome als R1) durch eine klassische Grignardreaktion hergestellt
werden:
O
R2
+ R1
MgBr
OMgBr
Et2O
wasserfrei
R2
OH
H2O/H+
R1
+ MgBrOH
R2
R1
i) Zeichnen Sie eine Strukturformel für den Alkohol.
ii) Zeichnen Sie die Strukturen der beiden Ausgangsverbindungen
Grignardsynthese.
für
die
b) Eine Cycloadditon
Im Jahr 1950 erhielten O. Diel und K. Alder den Nobelpreis für Chemie für die
Entwicklung einer Synthese, bei der ein 1,3-Dien mit einem „Dienophil“, einer anderen
ungesättigten Verbindung reagiert:
A
B
A
B
A
B
A
B
Diese Cycloadditon geht besonders gut, wenn A elektronenanziehend und B
elektronendrückend sind.
i) Zeichnen Sie die Strukturen
der Diels-Alder-Produkte, die
sich aus den folgenden
Edukten herstellen lassen:
ii) Zeichnen Sie die Strukturen des
Diens und des Dienophils, wenn Sie
als Produkt einer Diels-AlderReaktion den folgenden Stoff
erhalten:
O
O
O
O
O
40
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
3.19
24. Landeswettbewerb – Beispiel D - Strukturaufklärung
Die Doppelbindung eines Alkens kann mit Ozon (O3) aufgebrochen werden, dabei bildet
sich ein unbeständiges Ozonid, das unter oxidativen Bedingungen hydrolysiert werden kann
und dabei, abhängig von der Struktur des Alkens, entweder Ketone und/oder Carbonsäuren
bildet. Der gesamte Prozess heißt Ozonolyse:
R
R'
C
H
C
O
R O
R'
C
C
O
H
R''
Ozonid
O3
R''
O
H 2 O2
H2O/H+
+
RCOOH
R'
C R''
Benützen Sie das oben gegebene Schema, um die folgenden Fragen zu beantworten.
a) Zeichnen Sie die Strukturen der Verbindungen A und B, wenn 2-Methyl-1-phenylpropen
durch Ozonolyse gespalten wird. A ist dabei die entsprechende Säure.
H
CH3
Ozonolyse
CH3
+
A
B
b) Die zwei Verbindungen D und F sind Isomere mit M = 132,5 g/mol. Sie enthalten 63,4%
C und 26,8% Cl, der Rest ist Wasserstoff.
Berechnen Sie die Summenforeml der zwei Isomeren: ………………
Die zwei Substanzen geben bei der Ozonolyse die folgenden Produkte.
Schreiben Sie in die Kästchen die richtigen Strukturformel von D und F.
Ozonolyse
O
Cl
O
+
OH
D
Cl
O
Ozonolyse
+
OH
O
F
c) Welche Arten von Isomeren von D bzw. F können dieselben Ozonolyseprodukte geben?
3.20
15. Landeswettbewerb – B: Allgemeine Chemie
Drei graue Metallpulver reagieren mit verdünnter Schwefelsäure unter Bildung eines
farblosen Gases. Dabei entstehen aus 5,0 g des Metalls C 2,074 L des Gases bei
Standardbedingungen (25°C und damals noch 1,013 bar; heute ist der Standarddruck 1 bar).
Die blassgrüne Lösung des Metalls A entfärbt eine saure Kaliumpermangantlösung und wird
dabei gelb. A ist das vierthäufigste Element auf der Erde.
Das Metall B ergibt eine deutlich grüne Lösung, in der bei Tropfenweiser Zugabe von
Ammoniak zunächst ein grüner Niederschlag und bei Überschuss Ammoniak eine
dunkelblaue Lösung entstehen.
41
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
Salze des Metalls C sind meist rötlich, werden aber beim Erhitzen blau. Das zweiwertig
positive Ion von C spielt eine entscheidende Rolle in der Struktur eines Vitamins.
a) Wie heißen die Metalle A, B und C?
b) Schreiben Sie eine Gleichung für das Auflösen der Metalle in Schwefelsäure. Um welches
Gas handelt es sich?
c) Schreiben Sie Gleichungen für die Bildung des grünen Niederschlags und der blauen
Lösung von B
d) Schreiben Sie eine Gleichung für die Redoxreaktion mit KMnO4.
e) Erklären Sie den Farbwechsel beim Erhitzen der Salze von C.
f) Wie heißt das im Text angesprochene Vitamin?
g) Welches Gasvolumen würde beim Auflösen von 5,0 g von A bei den gleichen
Bedingungen entstehen?
h) Die drei Metalle haben eine Eigenschaft gemeinsam, die kein anderes Element bei
Standardbedingungen besitzt. Welche?
3.21
17. Landeswettbewerb – Beispiel A: Stöchiometrie, Redoxreaktion, chemische Bindung
a) Es sollen 250 mL einer Ca2+-Lösung mit der Konzentration 0,025 mol/L hergestellt
werden. Dazu steht CaCl2.2H2O (fest) und H2O zur Verfügung.
i) Welche Masse des festen Salzes muss eingewogen werden?
ii) Wie groß ist die Konzentration an CaCl2 in Massenprozent? Die Dichte der Lösung
ist 1,0 kg/dm3.
b) Ein graues pulverförmiges Element (M = 58,7 g/mol) wird mit einer Lösung einer
Substanz versetzt, die mit Ag+ einen schwer löslichen Niederschlag bildet. Es entsteht bei
der Reaktion des Elements mit der Lösung ein farbloses, sehr leichtes Gas.
i) Schreiben Sie die Gleichung des Vorgangs an:
ii) Welche Masse Gas entsteht aus 25 g des Pulvers?
iii) Welches Volumen hat dieses Gas bei Standardbedingungen (25°C; 1,013 bar)?
c) Ermitteln Sie die stöchiometrischen Koeffizienten in den folgenden Gleichungen:
i) P + O2 → P4O10
ii) KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
iii) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
d) In der folgenden Tabelle fehlen einige Eintragungen, ergänzen Sie diese:
Bindung
Aussage
Es entstehen dabei
Metallbindung
Molkülgitter
Sehr wenig flüchtig
Löslichkeit
42
ÜBUNGEN 3
DAS ERSTE JAHR
3.22
Kreuzworträtsel
Gesucht ist das im senkrechten Rahmen stehende Lösungswort, das ein Name für EDTA ist.
1
zweiwertiger Alkohol
2
Verbindung vom Typ R-O-O-R´
3
nur mit Grenzformeln darstellbarer Zwischenzustand
4
Polykondensationsharz aus Harnstoff und Formaldehyd
5
6
3.23
gesättigter Kohlenwasserstoff, Paraffin
Moleküle gleicher Summenformel, aber anderer Struktur
7
Reaktion unter Freisetzung von Wärme
8
Zuckeralkohol mit 6 C (Zuckerersatz, Feuchthaltemittel)
9
Aminobenzen (1834 im Steinkohlenteer entdeckt)
Kreuzworträtsel
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
1
Präfix ringförmiger Verbindungen
2
Verbindungen mit nicht geradzahliger Bindungsordnung sind 2
3
ein Vorgang, bei dem Energie frei wird
4
Elemente mit niedriger Elektronegativität
5
geladenes Teilchen
6
chemischer Vorgang, der elektrischen Strom benötigt
7
latein. Name für Sauerstoff
8
[Xe]6s25d1
9
Element, das 1 Periode oberhalb von 8 steht
10
wichtiges Titrationsverfahren
11
Komplexbildner (früher in Waschmitteln üblich)
12
Stoff, der bei einer pH-Änderung seine Farbe ändert
13
Zu Beginn einer Reaktion muss man oft 13 zuführen
14
besteht aus je 1 Proton, 1 Neutron und einem 15
Die Anfangsbuchstaben ergeben ein wichtiges Ereignis im Schuljahr.
43
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
4. Organische Chemie – Strukturaufklärung
Um die Zusammensetzung und den Aufbau einer Verbindung zu erfahren, gibt es in der
heutigen Zeit eine Vielzahl von Methoden. Viele Beispiele beginnen mit Informationen über
Aufbau und Struktur einer organischen Verbindung.
4.1.
Die Verbrennungsanalyse
Wird eine bestimmte Menge einer organischen Verbindung verbrannt, so können die
Verbrennungsprodukte Wasser und Kohlendioxid aufgefangen und gewogen werden. Aus
diesen Daten kann man dann auf das Verhältnis der Atome in der Verbindung schließen.
4.1.1.
Elementaranalyse
Der Massenprozentgehalt der einzelnen Atomsorten
ist angegeben (fehlende Prozente sind, wenn nicht
anders angegeben, Sauerstoff). Die Ausgangsmenge
kann man nach Belieben wählen; sinnvoll ist
allerdings, wenn man von 100 g der Substanz ausgeht.
Mit Hilfe der Molmassen kann man jetzt auf das
Molverhältnis in der Formel schließen.
85,63 % C 14,37 % H
⇒ 100g der Verbindung enthalten 85,63 g C
und 14,37 g H
m 85,63
=
= 7,14 mol
M
12
m 14 ,37
nH =
=
= 14 ,37mol
M
1
nC =
⇒ nC : nH = 7,14 : 14,37 = 1 : 2 ⇒ (CH2)x
41,4 % C 3,45 % H Rest O
40,00 % C 6,71 % H Rest O
44
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
4.1.2. Angabe sind die Daten der Verbrennungsanalyse
500 mg einer organischen Verbindung aus C, H und O werden vollständig
verbrannt. Die Masse des gebildeten CO2 wurde mit 1,077g, die von H2O mit
0,441g bestimmt.
CxHyOz + a O2 → x CO2 + y/2 H2O
Die Verbrennun gsanalyse :
1,077
= 0,0245 mol → n C = n CO2 = 0,0245 mol
44
0,441
=
= 0,0245 mol → n H = 2 ⋅ n H2O = 0,049 mol
18
n CO2 =
n H 2O
m C = 0,0245 ⋅ 12 = 0, 294 g
m H = 0,049 ⋅ 1 = 0,049 g
m O = 0,5 − 0, 294 − 0,049 = 0,157 g
nO =
0,157
= 0,0098 mol
16
Das Verhältnis nC : nH . nO = 0,0245 : 0,049 : 0,0098 = 2,5 : 5 : 1 = 5 : 10 : 2
(C5H10O2)x
Den Index x und damit die exakte Summenformel kennt man nur, wenn auch die
Molmasse M bekannt ist.
4.2.
Die Molmassenbestimmung
Bei vielen Beispielen ist die Molmasse direkt angegeben:
M = 70g/mol, aus der Verbrennungsanalyse ergibt sich (CH2)x
x=
Molmasse
70
=
=5
Masse der Formeleinheit 14
→
Summenformel: C5H10
M = 102 g/mol, aus der Verbrennungsanalyse (C5H10O2)x
x=
102
=1
102
→
Summenformel: C5H10O2
Häufig ist aber die Berechnung der Molmasse ein entscheidender Teil des Beispiels.
45
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
4.2.2. Gasgesetze
Gesetz von Avogadro
Das Gasvolumen ist nur von Druck, Temperatur und Molanzahl abhängig und nicht
von der Stoffart.
Allgemeines Gasgesetz
Das Molvolumen ist vom Druck und von der Temperatur abhängig; sind Druck und
Volumen vorgegeben, so stellt sich automatisch ein bestimmtes Volumen ein. Es gilt:
p⋅ V = n⋅R ⋅T
Wichtige Größen:
Name
Volumen
Druck
Temperatur
Dichte
Stoffmenge
R nennt man die allgemeine
Gaskonstante.
Beispiele:
1,0045 g einer Verbindung werden
verdampft. Bei 350 K und 35,0 kPa
beträgt das Volumen des Gases 819
mL. Berechne die Molmasse der
Verbindung.
n=
p. V 35.10 3 . 8,19.10 −4
=
= 9,85.10 −3 mol
R .T
8,314 . 350
m 1,0045
M= =
= 102 g / mol
n 0,00985
Symbol
V
p
T
ρ
n
SI-Einheit
m3
Pa
K
kg/m3
mol
Wichtige Beziehungen:
m
Gasdichte:
ρ=
V
Allg. Gasgesetz: p ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T
Allgemeine Gaskonstante R:
R = 8,314
J
K.mol
mit SI-Einheiten:
Die Elementaranalyse einer
organischen Verbindung liefert das
Ergebnis 65,43 % C und 5,45 % H.
0,322 g dieser Verbindung werden
verdampft und nimmt bei 300°C und
974 hPa ein Volumen von 143,3 mL
ein. Ermittle die Summenformel der
Verbindung.
p in Pa (1bar = 105 Pa)
V in m3 (1 L = 10-3 m3)
T in Kelvin
alternativ:
R = 0,08314
L.bar
K.mol
mit folgenden Einheiten:
p in bar
V in Liter
T in Kelvin
46
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
4.2.3. Massenspektrometrie
Durch dieses apparativ aufwendige Verfahren
können Molmassen sehr genau bestimmt
werden.
Durch Elektronenstoß werden organische
Moleküle ionisiert und teilweise in Bruchstücke
gespalten. Ionen mit derselben Masse geben
ein und dasselbe Signal. Das Signal mit der
höchsten Massenzahl gibt in der Regel die
Molekülmasse an.
Da die organische Verbindung auch in
Fragmente zerfällt, kann man aus der Intensität
der einzelnen Signale auch auf die Struktur der
organischen Verbindung schließen.
Nach intensiven Peaks treten sehr kleine Peaks
mit einer Masseneinheit höher auf. Dies
kommt durch 13C zustande.
Solche Isotopeneffekte sind besonders
charakteristisch für Chlor und Brom.
Chlor besteht zu etwa 75% aus 35Cl und zu
25% aus 37Cl.
Daher treten im Massenspektrum Linien mit
dem Intensitätsverhältnis 3:1 im Abstand von
2 Masseneinheiten auf.
Brom besteht aus jeweils etwa 50% 79Br und
81Br. Das ergibt im Massenspektrum zwei
ungefähr gleich hohe Peaks im Abstand von 2
Masseneinheiten.
47
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
4.3.
Strukturaufklärung
4.3.1. NMR – Spektroskopie
Fähigkeit: Exakte Strukturaufklärung organischer Verbindungen
Arten: 1H-NMR, 13C-NMR, weiters N, O, F, Cl
Prinzip:
Im Magnetfeld ausgerichtete Atomkerne werden mit Radiowellen angeregt und liefern
Signale bei unterschiedlichen Wellenlängen. Da die Bereiche der einzelnen Atomarten
sehr weit voneinander entfernt sind, werden jeweils getrennte Spektren aufgenommen.
Im weiteren werden nur 1H-Spektren besprochen !
Informationen im Spektrum:
Jeder Wasserstoff liefert einen eigenen Peak.
Die Lage des Peaks hängt von der Umgebung
des Wasserstoffes ab.
Sind zwei Wasserstoffe exakt gleich, so gibt es nur
einen Peak, allerdings verdoppelt sich die Fläche
unterhalb des Peaks.
Bei nahe liegenden anderen Wasserstoffen erfolgt
typische Aufspaltung des Peaks durch Kopplung.
Lage des Peaks:
Die Lage des Peaks wird in der Einheit ppm angegeben und als chemische Verschiebung
(δ) bezeichnet. Der Nullpunkt sind die Wasserstoffe des Tetramethylsilans, dieser steht
im Spektrum ganz rechts. Je elektronegativer die Gruppen in der Nähe des Wasserstoffs
sind, desto weiter links ist der Peak zu sehen.
Art des Protons
Chemische
Verschiebung
Art des Protons
Chemische
Verschiebung
H
R C H
0,9
R O C H
3,3 - 4
1,3
H C OH
3,4 - 4
H
R
R C H
H
R
O
R C H
1,5
R C O C H
R
3,7 - 4,1
O
H C C OH
2 - 2,6
C
C H
4,5 - 5,9
H
6 - 8,5
O H
4 - 12
O
H C C
2 - 2,7
C H
2,2 - 3
R O H
1 - 5,5
Ar
Ar
Ar
O
R C H
9 - 10
O
Cl
C H
3-4
R C O H
48
10,6 - 12
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
Aufspaltung durch Kopplung:
Die am gleichen C hängenden Wasserstoffe beeinflussen sich nicht. Am intensivsten
koppeln die Wasserstoffe von benachbarten C-Atomen. Die Aufspaltung ist von der Zahl
der benachbarten H-Atome abhängig. Ein H am Nachbarn führt zum Dublett, zwei zum
Triplett, drei zum Quartett usw.
Integrationskurve: Gibt die Fläche unterhalb des Peaks und damit die Anzahl der hier
angezeigten Wasserstoffe an.
49
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
Keine Kopplung erfolgt mit OH-Wasserstoffen:
H H
H C C OH
H H
Welche Abbildung zeigt den Ethansäuremethylester bzw. den Methansäureethylester ?
50
KAPITEL 4
DAS ERSTE JAHR
4.3.2. IR – Spektroskopie
Durch Absorption von infrarotem Licht ändern sich die Schwingungen in einem
Molekül. Die absorbierten Wellenlängen werden registriert und geben Aufschluss über im
Molekül vorhandene Bindungen und schwingende Massen. Man kann bestimmten
Atomgruppen Absorptionsbanden zuordnen. Die genaue Lage hängt aber vom
Gesamtmolekül ab. In der Praxis arbeitet man mit der Wellenzahl, dem Kehrwert der
Wellenlänge.
51
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
Übungsaufgaben 4
Aromatische Verbindungen
Lies in Deinem Chemie-Buch das Kapitel Aromatische Verbindungen.
Löse die im Buch angeführten Übungsaufgaben.
4.1. Organische Chemie
Zeichne in die Kästchen die der Molmasse entsprechenden aromatischen Verbindungen AG:
4.2. Kondensierte Aromaten
Die aromatischen Kohlenwasserstoffe Anthracen und Phenanthren haben nachstehende
Strukturformeln:
Anthracen
Phenanthren
a)
Geben Sie die Summenformel von Anthracen an: ....................
b)
Geben Sie die Summenformel von Phenanthren an: ....................
c)
Wie viele Isomere gibt es für „Ethyl-anthracen“?
d)
Wie viele Isomere gibt es für „Brom-phenanthren“?
e)
Wie viele Isomere gibt es für „Dichlor-anthracen“?
52
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
☺
Gasgesetze, Elementaranalysen und Spektren
Gasgesetze und Elementaranalyse:
4.3. Testosteron
0,4325 g chemisch reines Testosteron wurden in einer
Verbrennungsapparatur im Sauerstoffstrom vollständig verbrannt.
a) Wie lautet die Summenformel von Testosteron?
b) Wie lautet die Verbrennungsgleichung?
c) Wie groß ist die Massenzunahme des
O
Absorptionsröhrchens mit CaCl2-Füllung bzw. die des
Röhrchens mit NaOH/CaO-Füllung?
CH3
OH
CH3
4.4. Welches Volumen nehmen 16,0 g Brom bei Standardbedingungen (25°C, 1,013 bar) ein?
2,45 mL
2,45 L
4,84 L
4,84 mL
4.5. 100 g eines Edelgases nehmen bei Standardbedingungen (25°C und Luftdruck 1013 hPa) ein
Volumen von V = 61,1 Liter ein. Um welches Edelgas handelt es sich? (Begründung mit
Rechnung).
4.6. 0,500 g einer organischen Substanz ergeben bei der Verbrennung 1,137 g Kohlendioxid und
0,465 g Wasser. Die Molmasse M der Substanz beträgt 116,2 g/mol.
Für diese Daten gibt es unterschiedliche Isomere mit folgenden Eigenschaften:
a)
A besitzt eine funktionelle Gruppe, reagiert mit Natronlauge und ist unverzweigt.
b) B kann durch Reaktion mit NaOH in 2 Verbindungen B1 und B2 mit gleicher Zahl von
C-Atomen (beide unverzweigt) zerlegt werden.
c)
C besitzt zwei unterschiedliche funktionelle Gruppen an den Kettenenden und ist
unverzweigt.
d)
C1 (nicht isomer mit den übrigen Verbindungen; M = 146,1 g/mol) entsteht durch
Oxidation von
C, hat 2 gleiche funktionelle Gruppen und reagiert mit NaOH.
e)
D hat cyclischen Aufbau, hat 2 benachbarte funktionelle Gruppen, wodurch sich die drei
stereoisomeren Anordnungen D1, D2 und D3 ergeben.
Welche Strukturen besitzen die beschriebenen Verbindungen?
4.7. Eine Mischung von Magnesiumcarbonat und Bariumcarbonat wurde quantitativ analysiert.
Dazu wurden 6,475 g der Mischung eingewogen und in Salzsäure gelöst. Das dabei
entstandene Gas wurde aufgefangen: Es nahm bei 22°C und 1,013 bar ein Volumen von V
= 1,211 Liter ein.
Die Zusammensetzung der Mischung ist in Massenprozenten anzugeben.
53
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.8. Aus Kaninchenmuskeln wurde eine Substanz X isoliert. Die quantitative Analyse zeigte, dass
X aus 40,00 % C, 6,71 % H und 53,29 % O besteht. Für X ergab sich im
Massenspektrometer ein Wert von 90 m/z. X löste sich leicht in Wasser und ergab eine saure
Lösung, die, wie sich im Polarimeter zeigt, optische Aktivität besaß.
Bestimmen Sie die Summen- und die Strukturformel von X.
4.9. Bringt man Glyceroltrinitrat („Nitroglycerin“) C3H5N3O9 zur Explosion, entstehen nur
gasförmige Produkte, die für eine enorme Druckwelle sorgen:
4 C3H5N3O9 → 12 CO2 + 10 H2O + 2 NO + 5 N2
Welcher Druck entsteht, wenn man in einem 3-Liter-Gefäß 20 g Nitroglycerin zur Explosion
bringt (die Temperatur erreicht 600°C)?
4.10.
Organische Chemie
Eine Verbindung (M = 60 g/mol) zeigt bei der quantitativen Analyse folgende
Massenprozente:
C: 40,0% H: 13,3% N: 46,7%
a)
Ermitteln Sie die Summenformel.
b) Erstellen Sie einen sinnvollen Strukturvorschlag und geben Sie dieser Verbindung einen
Namen.
4.11. Airbag eines PKW:
Nach der US-Norm hat der Fahrer-Airbag ein Volumen von V = 70 l und soll 0,05 s nach
einem Aufprall aufgeblasen sein. In dieser kurzen Zeit gelingt dies nur, wenn das Gas
chemisch durch eine Verpuffung erzeugt wird. Dazu wird mit Hilfe eines Schmelzdrahtes
eine Schwarzpulver-Zündmischung gezündet, deren Reaktionswärme Natriumazid
pyrolysiert:
2 NaN3 → 2 Na + 3 N2
Ein Filter hält das Natrium zurück; der Stickstoff „schießt“ in den Plastiksack.
Wie groß muss die Natriumazid-Portion mindestens sein, damit vor dem Anprall des Fahrers
in dem Airbag bei 20°C ein Druck von 1,6 bar herrscht? (Ohne Berücksichtigung der
Schwarzpulver-Reaktionsprodukte.)
4.12. Hirschhornsalz wird als Backpulver für Lebkuchenteige verwendet. Wird dieses
Backpulver über 100oC erhitzt, entstehen 3 gasförmige Stoffe A, B und C im Molverhältnis
1:1:1.
Beim Erwärmen von 3,952 g Hirschhornsalz auf 110oC bei Luftdruck 1,013 bar entstehen
von Gas A 1,571 Liter, von B 0,9 g und von C 2,2 g.
A in Wasser gelöst, bildet mit Cu(II)-Salzen einen dunkelblauen Komplex. Beim
Kondensieren von B erhält man eine neutrale Flüssigkeit. Das Gas C entsteht auch, wenn
man Hirschhornsalz mit verdünnter Salzsäure übergießt.
Anzugeben sind:
a) Namen und Formeln von A, B und C.
b) Anzahl der Mole A, B und C bei obigem Erhitzen von Hirschhornsalz.
c) Formel, molare Masse und chemischer Name von Hirschhornsalz.
d) Gleichungen für das Erhitzen von Hirschhornsalz bzw. für das Behandeln mit Salzsäure.
e) Formel und Name des dunkelblauen Komplexes.
54
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
Spektren:
4.13. NMR1:
Von der Verbindung mit der Summenformel C4H7ClO ist folgendes 1H-NMR gegeben;
erstelle die Strukturformel.
4.14. NMR2:
Von der Verbindung mit der Summenformel C9H10O ist folgendes 1H-NMR gegeben;
Weiters reagiert diese Verbindung mit 2,4-Dinitrophenylhydrazin. Erstelle die Strukturformel.
1-
55
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.15. NMR3:
Um welche der drei folgenden Verbindungen handelt es sich?:
O
Cl
O
O
Cl
Cl
oder
oder
Cl
Cl
Cl
4.16. NMR4:
Von einer Verbindung ist ihre elementare Zusammensetzung bekannt (C 54,11 %, H 3,09 %,
N 41,82%), ihre Molmasse M = 66 g/mol sowie ihr 1H-NMR:
56
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.17. NMR5:
Von einer Verbindung ist ihre elementare Zusammensetzung bekannt (C 94,33 %, H 5,67 %),
ihre Molmasse M = 178 g/mol sowie ihr 1H-NMR:
4.18. NMR 6:
Von einer Verbindung ist ihre elementare Zusammensetzung bekannt (C 25,42 %, H 3,21 %,
Cl 37,51 %, Rest O), ihre Molmasse M = 94,5 g/mol sowie ihr 1H-NMR:
57
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.19. NMR 7:
Von der Verbindung mit der Summenformel C4H8Br2 ist folgendes 1H-NMR gegeben:
4.20. NMR 8:
Von der Verbindung mit der Summenformel C3H7Br ist folgendes 1H-NMR gegeben:
58
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.21. NMR 9:
Von der Verbindung mit der Summenformel C6H10O4 ist folgendes 1H-NMR gegeben:
4.22. NMR 10:
Von der Verbindung mit der Summenformel C5H12O ist folgendes 1H-NMR gegeben:
59
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.23. NMR 11:
Von der Verbindung mit der Summenformel C5H12O ist folgendes 1H-NMR gegeben:
4.24. NMR 12:
Von der Verbindung mit der Summenformel C5H12O ist folgendes 1H-NMR gegeben:
60
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.25. NMR 13:
Von der Verbindung mit der Summenformel C5H12O ist folgendes 1H-NMR gegeben:
4.26. Strukturaufklärung
Eine organische Verbindung mit der Summenformel C4H8O2 zeigt folgendes 1H-NMRSpektrum mit einem Quadruplett bei 4, einem Singulett bei 2 und einem Triplett bei 1,2 ppm:
Das IR-Spektrum zeigt Peaks bei 3000, 1745 (sehr stark), 1396 und 1048 cm-1.
Erstellen Sie einen Strukturvorschlag und geben Sie den Namen dazu an.
4.27.
446 mg eines Gemisches von Methanol und Ethanol werden verbrannt. Das entstandene
Wasser wird in einem Calciumchlorid-Röhrchen aufgefangen, dessen Massenzunahme
dadurch 522 mg beträgt.
Berechnen Sie das Verhältnis (Massenprozente), in dem Methanol und Ethanol im
Gemisch vorliegen.
61
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.28. Die Hydroformylierung ist ein großtechnisch genutztes Verfahren zur Herstellung von
Aldehyden aus Alkenen, Kohlenmonoxid und Wasserstoff. Dabei wird die Doppelbindung
gespalten; eines der beiden C-Atome erhält eine Formylgruppe als Substituenten, das andere
ein H-Atom.
Die gesuchte Substanz ist durch Hydroformylierung aus Propenhervorgegangen.
a)
Welche Strukturen kommen in Betracht?
b) Die gesuchte Substanz liefert das folgende 1H-NMR-Spektrum:
Welche Strukturformel passt zu diesem Spektrum? Ordne die Gruppen von gleichartigen
H-Atomen den einzelnen Signalen zu!
c)
4.29.
a)
Die Substanz als solche ist von nicht allzu großer wirtschaftlicher Bedeutung, wohl aber
ihre Folgeprodukte. Welche Reaktionen kann die Verbindung eingehen?
Allgemeine und physikalische Chemie
Schreiben Sie die Formeln von Natriumfluorid, Magnesiumfluorid, Siliciumfluorid und
Chlor(I)-fluorid zu folgenden Schmelztemperaturen und nennen Sie dazu die
Bindungstypen.
1396 oC
-154 oC
-77 oC
992 oC
b) In der NMR-Spektroskopie zeigt die chemische Verschiebung den Einfluss funktioneller
Gruppen. Reihen Sie folgende Verbindungen nach zunehmenden δ-Werten (ein
größerer δ-Wert bedeutet geringere Abschirmung):
Reihe A :
CH3Br, CH3Cl, CH3I
Reihe B : CH3NH2 , CH3OH , CH3SH
4.30. Die Dichte einer reinen, flüssigen Substanz beträgt 0,98 g/ml. Bei der quantitativen
Oxidation erhält man nur Kohlenstoffdioxid und Wasser. Wenn 0,305 ml der Substanz
verbrennen, erhält man folgende Ergebnisse: Die Massenzunahme des CO2-Absorbens
beträgt 440 mg, die des H2O-Absorbens 180 mg.
Eine Portion flüssiger Probe mit dem Volumen 0,060 ml wird verdampft und nimmt als Gas
bei 120°C und 1,00 bar ein Volumen von 32,0 ml ein.
a) Wie lautet die Summenformel der Flüssigkeit?
b) Entwerfen Sie zumindest 3 Strukturformeln zu dieser Summenformel und benennen Sie
diese Substanzen nach der IUPAC-Nomenklatur.
62
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
In einem weiteren Experiment wird der Siedepunkt der Substanz mit 31,5°C ermittelt.
c)
Welche der von Ihnen gezeichneten Isomeren kommen aufgrund dieses Siedepunktes
eher nicht in Frage? (Begründung)
Weiters wird die Substanz mit einer bekannten Menge konzentrierter Schwefelsäure am
Rückfluss gekocht. Bei der nachfolgenden Titration mit einer NaOH-Maßlösung wird mehr
Natronlauge verbraucht, als zur Neutralisation der eingesetzten Schwefelsäure notwendig ist.
Außerdem zeigt das Reaktionsprodukt eine positive Fehling-Reaktion.
d)
Wie lauten Formel und Name der Substanz?
4.31. Wenn man die anorganische Substanz A mit verdünnter Schwefelsäure behandelt, so
erhält man die nahezu farblose Lösung des Salzes B und ein farbloses Gas C.
0,380 g des trockenen Gases C nehmen bei 25°C und 96,8 kPa das Volumen 0,221 dm³ ein.
Lösung B wird auf Zugabe von Wasserstoffperoxid gelb. Wenn man zu dieser gelben Lösung
Ammoniak-Lösung gießt, so bildet sich ein rotbrauner Niederschlag D. Der abfiltrierte
Niederschlag D kann in verdünnter Salzsäure wieder aufgelöst werden; die dabei erhaltene
Lösung von E wird auf Zugabe von Kaliumthiocyanat rot.
Schreiben Sie die Formeln der Substanzen A bis E an.
4.32. Dem Auflösen von Kupferspänen in Salpetersäure liegt folgende chemische Gleichung
zugrunde:
__ Cu + __ NO3- + __ H+ → __ Cu2+ + __ NO + __ H2O
a) Bestimmen Sie die Koeffizienten dieser Redoxgleichung und geben Sie für alle Atome
die Oxidationszahl an!
Welches Teilchen ist das Oxidationsmittel?
Welches Teilchen ist das Reduktionsmittel?
b) Berechne wie viel g Stickstoffmonoxid entsteht, wenn 10,00g Kupferspäne mit
Überschuss Salpetersäure aufgelöst werden?
c) Welches Volumen nimmt diese Gasmenge bei 25°C und 1,013 bar ein?
d) NO oxidiert an der Luft leicht weiter. Welches Gas entsteht daraus?
4.33. Organische Chemie 10:
Eine Substanz, die nur aus C, H und O aufgebaut ist, besteht zu 66,63% ihrer Masse aus C
und zu 11,18% aus H. Die Molmasse liegt zwischen 50 und 100 g/mol.
a) Berechne die Summenformel!
b) Zeichne alle zu dieser Summenformel passenden Strukturformeln und benenne die
Verbindungen nach der IUPAC-Nomenklatur!
c) Ringle jene Strukturen ein, zu denen es geometrische Isomere gibt, und zeichne einen
eckigen Kasten um diejenigen, die optische Isomere haben!
63
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
Landeswettbewerbe
4.34. 27. Landeswettbewerb - Organische Synthese und Spektroskopie
Über eine Reihe von organischen Verbindungen (A, B, X, D, E) sind einige Tatsachen
bekannt:
• A hat bei Normalbedingungen (0°C und 1,013 bar) eine Dichte von 1,1607 g/L und
besteht zu 7,7% aus H und 92,3% aus C.
•
A reagiert in der Gegenwart eines Katalysators mit Wasser über eine instabile
Zwischenstufe B’ zu B. Im alkalischen Medium reagieren 2 Moleküle B zu einer
Verbindung X, die beim Erhitzen unter Wasserabgabe D (Crotonaldehyd = Butenal)
liefert. D reagiert mit HCl zur Verbindung E.
•
E ist eine chirale Verbindung und hat die Summenformel C4H7ClO, mit dem Cl-Atom an
der dritten Stelle.
a) Berechnen Sie die Molmasse von A und ermitteln Sie die Strukturformel der Verbindung.
b) Füllen Sie das folgende Schema mit den richtigen Strukturen aus:
+H2O,Katalysator
Stabilisierung
B’
A
B
starke
Base
E
+ HCl
Erhitzen
-H2O
D
X
c) Zeichnen Sie die Konfigurationsformel des R-Enantiomeren von E.
d) Im Folgenden ist das 1H-NMR einer isomeren Verbindung von E gegeben. Welche
Struktur hat diese Verbindung F?
3H
3H
1H
64
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.35. 19. Landeswettbewerb - Organische Chemie
a) Eine organische Verbindung A hat die Molekülmasse 116 u. Titriert man 550 mg von A
mit einer NaOH (c = 0,500 mol/l), so verbraucht man bis zum Umschlag von
Phenolphthalein 18,97 ml. Die Elementarzusammensetzung von A beträgt: 41,4% C,
3,45% H, Rest O.
Summenformel von A:
Struktur von A:
b) A existiert in der Form zweier Stereosiomerer A1 und A2. Die Verbrennungswärmen der
beiden betragen A1: 1340 kJ/mol, A2: 1370 kJ/mol. Erhitzt man A2 auf ca. 100°C unter
vermindertem Druck, so spaltet die Verbindung leicht H2O ab. A1 tut dies nicht bei
diesen Bedingungen.
Isomeriebeziehung zwischen A1 und A2:
Struktur von A1:
Struktur von A2:
Gleichung für Wasserabspaltung:
Grund für niedrigere
Verbrennungswärmevon A1:
c)
A1
und
A2
reagieren
mit
Br2
Struktur von B:
unter
Bildung
einer
Verbindung
Name von B:
Wie wirkt sich der Einsatz eines polaren Lösungsmittels auf die Radktion aus?
Begründung!
Wieso reagiert Ethen mit Brom viel schneller als A1 oder A2?
Von B können mehrere Stereoisomere entstehen.
Anzahl der Isomeren:
Fischer Projektion der Isomeren:
Art der Isomerie:
Organische Chemie 10:25.kw
65
B.
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.36. Ein junger Laborant ist verzweifelt: von 7 Glasflaschen (A bis G) haben sich die Etiketten
gelöst und liegen nun auf dem Boden.
C6H5-OH
FLASCHE: .................
C6H11-NH2
FLASCHE: .................
C17H35COONa
(CH3)3C-OH
FLASCHE: .................
FLASCHE: .................
C6H5CHO
FLASCHE: .................
C3H7COO-C2H5
FLASCHE: .................
CCl4
FLASCHE: .................
Ein älterer Kollege kann aber nach einigem Nachdenken folgende zielführenden Hinweise
geben:
Die Flüssigkeit aus Flasche A riecht betäubend, wurde früher als Fleckputzmittel verwendet,
zeigt eine positiven Beilsteintest und ist mit den Gefahrensymbolen ”Giftig” und
”Umweltgefährdend” gekennzeichnet.
Der Stoff aus Flasche B wird schon bei leichtem Abkühlen unter die Raumtemperatur fest
und ist unter milden Bedingungen nicht weiter oxidierbar.
Der Feststoff aus Flasche C wird im Alltag zur Reinigung verwendet und wurde ehemals
durch Auskochen von Tierknochen mit konzentrierter Natronlauge gewonnen.
Der Inhalt von Flasche D riecht angenehm nach Mandeln; die Substanz reagiert mit 2,4Dinitrophenylhydrazin.
Die Substanz aus Flasche E zeigt zwar saure Reaktion, ist aber keine Carbonsäure. Die
wäßrige Lösung dient zum Konservieren von tierischen und medizinischen Präparaten.
Der Stoff aus Flasche E stellt eine organische Base dar und riecht überaus unangenehm nach
Fisch.
Die Probe aus Flasche G wird aus einer furchtbar riechenden Säure und Ethanol synthetisiert
und zeigt dann - o, Wunder - einen angenehm fruchtigen Geruch.
Dank dieser Tips konnte der Laborant die Flaschen wieder korrekt etikettieren. Du auch?
Schreibe den Buchstaben der jeweiligen Flasche unter das betreffende Etikett.
4.37.
Organische Chemie
Die Verbrennungsanalyse einer organischen Verbindung A ergab: 62,07%C, 10,34%H.
Verdampft man 2,00 g von A bei 200oC und 1,0 bar, so entstehen 1356 mL Gas.
Die Verbindung A reagiert mit 2,4-Dinitrophenylhydrazin zu einem gut kristallisierenden
Stoff, reagiert jedoch nicht mit Fehlingscher Lösung.
Addiert man an A Cyanwasserstoff, so entsteht ein Stoff B, der sich durch Erhitzen mit
KHSO4 (oder konz. Schwefelsäure) in der Wärme leicht zur Verbindung C dehydratisieren
lässt.
66
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
Setzt man Verbindung C mit Methanol und Schwefelsäure um, so entsteht ein Ester D
(C5H8O2), der zur Herstellung eines bekannten Kunststoffes verwendet wird.
a) Wie lautet die Summenformel von A?
b) Welche Strukturformeln sind mit dieser Summenformel denkbar?Schreiben Sie 3
mögliche Strukturen auf und benennen Sie sie nach IUPAC
c) Zeichnen Sie die Strukturformeln von A, B, C und D
d) Zeichnen Sie einen Ausschnitt aus der Kette des Kunststoffes, der aus D gebildet
werden kann
e) Wie heißt der Kunststoff?
4.38. Steamcracken
Beim Steamcracken von Naphtha erhält man ein wildes Gemisch von kettenförmigen
Kohlenwasserstoffen. Zwei dieser Stoffe, wir wollen sie der Einfachheit halber A und B
nennen, sind näher untersucht worden. Dabei stellte sich folgendes heraus:
a)
A und B sind Isomere mit der prozentualen Zusammensetzung C: 85,63%, H: 14,37%.
b) Bei 50°C und einem Druck von 101325 Pa nimmt der Dampf von 1 g des Stoffes A ein
Volumen von 472,6 ml ein (ideales Verhalten des Dampfes vorausgesetzt).
a) Berechnen Sie Molmasse und Summenformel der beiden Stoffe, zeichnen Sie alle
möglichen, zu den bisher gemachten Angaben passenden, Strukturformeln und benennen
Sie diese Strukturen nach der systematischen (IUPAC) Nomenklatur!
Molmasse:
,
Summenformel:
Strukturformeln und zugehörige Namen:
b) In das untenstehende Schema sind die Strukturformeln der Stoffe A bis J einzutragen.
Dazu folgende zusätzliche Informationen:
Bei Stoff A ist geometrische Isomerie nicht möglich.
Die Stoffe C und D entstehen aus A bzw. B durch Reaktion mit HCl. In
beiden Fällen gibt es kein zweites Reaktionsprodukt.
C und D sind Isomere.
Für Stoff E gibt es zwei Synthesemöglichkeiten:
Bei einem auch in technischem Maßstab durchgeführten Verfahren reagiert A
mit H2O und liefert E, ohne dass dabei ein weiterer Stoff entsteht.
E kann aber auch aus C durch Umsetzen mit verd. Natronlauge entstehen,
wobei gleiche Mengen E und NaCl gebildet werden.
Durch die in Punkt 3) genannten Reaktionen kann die Substanz F aus B und
D gewonnen werden.
E, F, G und H sind Strukturisomere mit derselben funktionellen Gruppe.
Von diesen Isomeren reagiert nur F nicht mit schwefelsaurer
Kaliumdichromatlösung. Der Siedepunkt von G ist 117°C, Substanz H siedet
bei 108°C.
Durch Oxidation von G und H entstehen die Säuren I und J.
67
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
c) Benennen Sie die Stoffe C bis J nach der systematischen Nomenklatur.
4.39. Eine Substanz X, die bei Raumtemperatur flüssig ist, besteht aus 54,5% Kohlenstoff,
9,1% Wasserstoff und 36,4% Sauerstoff (m/m).Das Massenspektrometer liefert eine
Molekülmasse von 88 Da.
a) Stellen Sie die Summenformel von X auf.
b) Zeichnen Sie 3 mögliche Isomere auf und benennen Sie sie.
Behandelt man X, das übrigens nicht wasserlöslich ist, mit Natronlauge, so spaltet es sich in
Y, einen (in reinem Zustand) weißen Feststoff und Z, eine klare , brennend schmeckende
Flüssigkeit.
Z gewinnt man jedoch für gewöhnlich nicht aus X , sondern z.B. durch Addition von Wasser
an C, einem Crackprodukt langkettiger Alkane. Oder aus dem Naturstoff D, der sich unter
Einwirkung von Hefeenzymen in Z und Kohlenstoffdioxid umwandelt.
Zweimalige Oxidation von Z ergibt A, welches bei Reaktion mit Z wieder X ergibt!
B, ein Isomeres von X zeichnet sich durch einen äußerst üblen Geruch aus, der allerdings bei
Reaktion von B mit Z einem angenehmen Fruchtaroma Platz macht.
68
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
c)
4.40.
Zeichnen und benenne A, B, C, D, X, Y, Z.
25. Landeswettbewerb – Strukturchemie
Ein Kohlenwasserstoff enthält doppelt so viele H- wie C-Atome und seine Molmasse liegt
zwischen 60 g/mol und 80 g/mol.
a)
Welche Summenformel hat dieser Kohlenwasserstoff?
b) Überlegen Sie sich alle neun Strukturisomeren (also keine zusätzlichen Stereoisomere!)
und schreiben Sie deren Strukturformeln in die neun gezeichneten Kästchen, wobei sie
allerdings beachten, dass
in rechteckigen Kästchen Strukturen stehen sollen, die Additionsreaktionen
zeigen,
in elliptischen Kästchen die Strukturen
in grau unterlegten Kästchen Strukturen mit der Möglichkeit zur E/Z- bzw.
cis/trans-Isomerie stehen,
im Kästchen mit dem dicken Rand eine chirale Verbindung stehen soll
und im Kästchen mit dem doppelten Rand jeden Verbindung steht, die sowohl
im 1H-NMR als auch im 13C-NMR nur ein Signal zeigt.
69
stehen, die dies nicht tun,
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
4.41.
25. Landeswettbewerb - Organische Synthesen
Kalk + Koks
Elektroofen
2000°C
↓
A
(Salz)
+ H2O
Spontan
↓
B
(Gas)
92,3% C, 7,7% H
+ H2O/H+
Ni-Kat,
Trimerisierung
C
(unbeständig)
↓↑
G
(karzinogen)
Tautomere
Umlagerung
+ Br2/AlCl3
D
(KP = 21°C)
↓
H
(flüssig)
↓
Milde
Oxidation
+ AlCl3
+F
E
(M = 60 g/mol)
↓
I
M = 199 g/mol
3 verschiedene Signale im HNMR, scharfer Peak bei 1700
cm-1 im IR
↓
+ I2/OH-
+ PCl3
- CH3I
J
(pKS = 4,2)
F
(reaktionsfähig)
a)
↓
Schreiben Sie die (Struktur)formeln für die Substanzen A bis I:
A:.......................................
B:.......................................
C:.......................................
D:.......................................
E:.......................................
F:.......................................
G:.......................................
H:.......................................
I:.......................................
b) Skizziere die Struktur von J und benenne diese Substanz systematisch:
J:.......................................
Name:..................................................................
70
ÜBUNGEN 4
DAS ERSTE JAHR
71
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5 Das chemische Gleichgewicht
Nicht alle Reaktionen laufen vollständig ab. Ändert sich an der Zusammensetzung des
Systems nach einer bestimmten Zeit nichts mehr, so sagt man „die Reaktion befindet sich im
Gleichgewicht“. Der Gleichgewichtszustand bezeichnet im Prinzip das „Ende“ einer
Reaktion.
5.1
Massenwirkungsgesetz
v0 = k’·c0(D)·c0(E)= 0
v = k·c(A) ·c(B)
>
v = k’·c(D) ·c(E)
Nehmen zu
aaaaaaaaaaa
nimmt zu
vg = k·cg(A) ·cg(B) =
nehmen zu
>
aaaaaaaaaaa
nimmt zu
D
+
E
Rückreaktion
Nehmen ab
72
⇋
nehmen ab
Die Gleichgewichtskonstante K ist ein Maß
für die Gleichgewichtslage. Manchmal wird die
Gleichgewichtslage auch durch die Länge der
Pfeile symbolisiert. Die Gleichgewichtskonstante
ist temperaturabhängig (ist keine Temperatur
angegeben, so gelten Standardbedingungen
298K, 1 bar).
v0 = k·c0(A)·c0(B)
aaaaaaaaaaa
nimmt ab
Je nach Art der Reaktion können jetzt die Endstoffe im Überschuss vorliegen („Gleichgewicht
liegt rechts“) oder die Reaktion geht sehr
schlecht, dann überwiegen im Gleichgewicht die
Ausgangsstoff („Gleichgewicht liegt links“) oder
das „Gleichgewicht liegt in der Mitte“, wenn
Ausgangs- und Endstoffe in vergleichbaren
Mengen vorliegen.
A
+
B
Hinreaktion
aaaaaaaaaaa
nimmt ab
Eine Reaktion beginnt damit, dass die
Ausgangsstoffe miteinander reagieren. Eine
Reaktion erfolgt nur, wenn die Teilchen miteinander in Wechselwirkung treten können. Es
wird daher die Reaktionsgeschwindigkeit
größer sein, wenn mehr Teilchen (größere Konzentration) vorhanden sind. Es steigt auch die
Reaktionsgeschwindigkeit mit zunehmender
Temperatur. Weiters gibt es Stoffe, die gerne
miteinander reagieren und andere, die nicht so
gut reagieren können. Durch die Reaktion
nehmen die Konzentration der Ausgangsstoffe
ab und die Konzentration der Endstoffe zu. Es
wird eine Rückreaktion eintreten. Irgendwann
kommt der Zeitpunkt, wo die Geschwindigkeit
der Hin- und der Rückreaktion gleich ist. Ab
diesem Zeitpunkt wird sich am Konzentrationsverhältnis der beteiligten Stoffe nichts mehr
ändern. Diesen Zustand nennt man chemisches
Gleichgewicht.
Das Massenwirkungsgesetz MWG
vg = k’·cg(D) ·cg(E)
Ohne äußeren Einfluss keine Veränderung mehr
K=
k c g ( D ) ⋅ c g ( E ) [ D ] ⋅[ E ]
=
=
k' c g ( A ) ⋅ c g ( B) [ A ] ⋅ [ B]
für eine RGL mit Faktoren ≠ 1 gilt:
xA+yB⇋uD+vE
[ D ]u ⋅ [ E ]v
K=
[ A ]x ⋅ [ B ]y
k, k’ - Geschwindigkeitskonstanten
c0 = Anfangskonzentration
c = Momentankonzentration
cg = [ ] = Gleichgewichtskonzentration
Die Gleichgewichtskonstante K ist
Temperaturabhängig
Für eine Reaktion charakteristisch
Immer gültig (wenn die Substanzen vorliegen)
Unabhängig von c0
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.2
Die Gleichgewichtskonstante K
Mit Hilfe der Gleichgewichtskonstante (Werte liegen in der Fachliteratur vor) kann man
die Konzentrationen im Gleichgewicht berechnen, wenn die Ausgangskonzentration
bekannt ist. Bei allen Gleichgewichtsreaktionen empfiehlt sich folgendes Schema
(Bilanztabelle):
Anstelle von x kann man
A
+
B
⇋ D + E
auch mit dem „ReaktionsZu Beginn
c0
c0
0
0
grad“ α arbeiten.
Im Gleichgewicht c0 - x
c0 - x
x
x
umgesesetzte Menge
α=
Gesamtmenge
x = c0·α
[ D ] ⋅[ E ]
x2
K=
=
[ A ] ⋅ [ B ] ( c 0 − x )( c 0 − x )
Sind K, c0(A) und c0(B) bekannt, so kann man x berechnen
Beispiel 1:
Die Gleichgewichtskonstante für die Bildung von Iodwasserstoff aus den Elementen ist
K448° = 50,54. die Ausgangskonzentration der Stoffe beträgt jeweils 0,1 mol/L. Die
Gleichgewichtskonzentrationen aller beteiligten Stoffe sind zu berechnen.
H2
+
I2
⇋ 2 HI
Zu Beginn
0,1
0,1
0
Im Gleichgewicht 0,1 - x
0,1 - x
2x
K = 50,54 =
( 2x )2
[ HI ]2
=
[ H 2 ] ⋅ [ I 2 ] ( 0,1 − x )2
Lösen quadratischer Gleichungen
Auflösen der Gleichung ergibt:
2
0 = x2 – 0,217x + 0,0109
2
0 = x2 + px + q
p
p
x 1, 2 = − ±   − q
2
2
0 = ax2 + bx + c
x 1, 2 =
− b ± b 2 − 4 ac
2a
0, 217
 0, 217 
± 
 − 0,0109
2
 2 
x1 = 0,078
(x2 = 0,138 ⇒ Chemisch sinnlos, da nicht mehr reagieren kann als vorhanden ist)
x 1, 2 =
[H2] = [I2] = 0,1 – 0,078 = 0,22 mol/L
[HI] = 2 · 0,078 = 0,156 mol/L
Beispiel 2:
Die Gleichgewichtskonstante für die Bildung von Chlorwasserstoff aus den Elementen ist
K = 2,75·1033, die Ausgangskonzentration der Stoffe beträgt jeweils 0,1 mol/L. Die
Gleichgewichtskonzentrationen aller beteiligten Stoffe sind zu berechnen.
Bei dieser extrem großen Gleichgewichtskonstante kann man von einer vollständig
ablaufenden Reaktion sprechen. Mit sehr guter Näherung gilt: [HCl] = 0,2 mol/L
73
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.3
KC, Kp und Kx
In das MWG können verschiedene stoffrelevante Größen eingesetzt werden. Ändert sich
die Molanzahl im Laufe der Reaktion nicht, so gilt: Kc = Kp = Kx.
Achtung: Gleichgewichtsberechnungen bei Reaktionen wo sich im Laufe der
Reaktion die Molanzahl ändert sind komplizierter.
5.3.1 KC und wässrige Lösungen
Diese Gleichgewichtskonstante wird hauptsächlich bei wässrigen Lösungen eingesetzt (in
den meisten Fällen ohne Index und ohne Einheit). Die meisten
Gleichgewichtsüberlegungen sind nur gültig, wenn verdünnte Lösungen vorliegen.
Wasser ist immer das Lösungsmittel und manchmal auch Reaktionspartner; die
„Wasserkonzentration“ in einem Liter Wasser beträgt 55,56 mol/L (nachrechnen!);
diese Menge ist so groß, dass der geringe Anteil an Wasserteilchen, die verbraucht bzw.
gebildet werden vernachlässigt werden kann. Die Wasserkonzentration wird daher immer
in die Gleichgewichtskonstante einbezogen. Der Ausdruck [H2O] als unbekannte Größe
existiert bei verdünnten wässrigen Lösungen nicht (nicht verwechseln mit Reaktionen in
der Gasphase). Auch heterogene Stoffe – Feststoffe und Gase – gehen in das MWG nicht
ein. Bei einigen speziellen Reaktionen hat man Kc einen eigenen Namen (und Index)
gegeben.
⇒ Säurekonstante KS
[ Cl − ] ⋅[ H 3O+ ]
KS =
= 10 6
[ HCl ]
Reaktion einer Säure mit Wasser
HCl + H2O ⇋ Cl-(aq) + H3O+(aq)
⇒ Basenkonstante KB
+
[ OH − ] ⋅[ NH 4 ]
KB =
= 10 −5
[ NH 3 ]
Reaktion einer Base mit Wasser
NH3 + H2O ⇋ OH-(aq) + NH4+(aq)
Je größer die Konstante ist, desto reaktionsfreudiger ist der Ausgangstoff.
Reaktionsfreudige Stoffe nennt man auch „stark“. Die Salzsäure ist daher eine
starke Säure, Ammoniak ist eine schwache Base.
⇒ Löslichkeitsprodukt KL
Lösen eines Salzes in Wasser
AgCl(s) ⇋ Ag
+
(aq)
+ Cl
(aq)
KL = [Ag+(aq]·[ Cl-(aq] = 10-10
Löslichkeitsprodukte gibt man in der Regel nur bei schwerlöslichen Salzen an. Bei
leichtlöslichen Salzen ist das Gleichgewicht praktisch nie erreicht. Damit
Gleichgewichtszustand herrscht und das Löslichkeitsprodukt erfüllt ist, muss ein
Feststoff vorhanden sein.
⇒ Komplexbildungskonstante Kb
[[ Ag( NH 3 )2 ]+ ]
KB =
= 10 7
+
2
[ Ag ] ⋅ [ NH 3 ]
Bildung eines Komplexes
Ag+(aq) + 2 NH3 ⇋ [Ag(NH3)2]+
Eine sehr wichtige Reaktion ist die Autoprotolyse des Wassers; in jeder wässrigen
Lösung ist dieses Gleichgewicht erfüllt und gilt diese Gleichgewichtskonstante
⇒ Ionenprodukt des Wassers KW
H2O + H2O ⇋ OH-(aq) + H3O+(aq)
74
KW = [OH-]·[ H3O+] = 10-14
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.3.2 KP und der Partialdruck
Der Partialdruck ist der Druckanteil eines Gases am Gesamtdruck.
Die Summe der Partialdrücke ist der Gesamtdruck:
pi1 + pi2 + pi3 + …… = pges
Bei Gasreaktion kann der Partialdruck als stoffrelevante Größe in das
Massenwirkungsgesetz eingesetzt werden. Die Gleichgewichtskonstante heißt Kp (der
Index p muss immer angeschrieben werden). Der Druck (oder der Partialdruck) ist über
das allgemeine Gasgesetz mit der Molanzahl (Molanteil eines Stoffes/Stoffmengenanteil)
und dem Volumen verknüpft.
p·V = n·R·T ⇒
pi·V = ni·R·T pi = Partialdruck, ni = Stoffmengenanteil
ni
=c
⇒
pi = c·R·T
V
Für die Reaktion A + B ⇌ 2C + D gilt daher:
[C] ⋅ ( R ⋅ T )2 ⋅ [D]⋅ R ⋅ T = K ⋅ R ⋅ T
p ⋅p
KP = C D =
C
[A ]⋅ R ⋅ T ⋅ [B]⋅ R ⋅ T
pA ⋅ pB
2
2
Achtung Einheiten: [c] = mol/L, [p]=bar ⇒ hier immer R = 0,08314 L.bar !
K.mol
5.3.3 Kx und der Molenbruch
Bei dieser Gleichgewichtskonstante setzt man als stoffrelevante Größe den Molenbruch xi
ein. Der Molenbruch ist die „sicherste“ (und auch einfachste) Größe bei komplizierten
Reaktionen (allerdings erhält man meist auch Gleichungen 3. oder höheren Grades).
n
p
Aus dem Gasgesetz folgt: x i = i = i
n ges p ges
Für die Reaktion A + B ⇋ 2C + D gilt daher:
2
2
n C n D pC ⋅ p D
⋅
2
p 2ges p ges
1
RT
n
n
Kx =
=
= Kp ⋅
= Kc ⋅
nA nB
p A pB
p ges
p ges
⋅
⋅
n n
p ges p ges
Zusammenhang Kc, Kp, Kx:
∆n
 1 


 = K C ⋅  RT 
KX = KP ⋅
p 
p 
 ges 
 ges 
∆n
∆n = Σn der Endstoffe - Σn der Ausgangsstoffe
R = 0,08314 L.bar
K.mol
Ist ∆n = 0 so gilt Kc = Kp = Kx
75
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
Löslichkeitsprodukt KL
Das Löslichkeitsprodukt gibt an wie viele Ionen eines schwerlöslichen Salzes in der
Lösung nebeneinander vorliegen können (Produkt der Konzentrationen). Das
Löslichkeitsprodukt gilt nur, wenn auch festes Salz vorhanden ist; denn nur dann ist der
Gleichgewichtszustand erreicht.
Das Löslichkeitsprodukt unterscheidet
nicht woher die Ionen stammen. In 1 L
Salzsäure (viele Chlorid-Ionen) löst sich
daher weniger Silberchlorid als in 1 L
Wasser. Das Löslichkeitsprodukt ist für
ein Salz charakteristisch.
Beeinflussung der Löslichkeit:
Gleichioniger Zusatz ⇒ Das Ion,
das nur aus dem Salz stammt ist ein
Maß
für
die
Löslichkeit.
Zusatz eines Komplexbildners für
das Kation ⇒ Das Anion ist das
Maß für die Löslichkeit (vergleiche
Cl- - Nachweis)
Die Löslichkeit gibt an, wie viel g eines
Salzes sich in 1 L Wasser lösen. Die
Löslichkeit ist wie das Löslichkeitsprodukt
temperaturabhängig. Die Löslichkeit kann
aber, zum Unterschied vom Löslichkeitsprodukt, durch Zugabe von Stoffen
verändert werden (siehe Kasten rechts).
Löslichkeitsprodukte sind am Datenblatt
angegeben. Die Löslichkeit muss man bei
gegebenen Bedingungen berechnen.
Zusatz von Säuren oder Basen,
wenn eines der Ionen eine stärkere
Säure bzw. Base ist als Wasser ⇒
Das Ion, das nicht an der SäureBase-Reaktion beteiligt ist, ist ein
Maß für die Löslichkeit.
5.3.4 Salze mit der Formel AB
AB(s)
Zu Beginn
Bestimmte Menge
Im Gleichgewicht
Bestimmte Menge
⇋
-x
A(aq)x+
+
B(aq)x-
0
0
x
x
KL = [A(aq)x+]·[B(aq)x-] = x2 ⇒ x = K L
x gibt die Gleichgewichtskonzentration der Ionen in mol/L an und die Stoffmenge Salz
(in mol/L), die sich in 1 L Wasser gelöst hat. Die Löslichkeit in mol/L wird mit L
bezeichnet; die Löslichkeit in g/L mit L*, L* = L·M.
Beispiele:
Berechne L und L* von AgCl in Wasser; KL = 1,7·10-10
x = K L = 1,7 ⋅ 10 −10 = 1,3 ⋅ 10 −5 mol / L
L = 1,3·10-5 mol/L und L* = L·M = 1,3.10-5·143,4 = 1,87·10-3 g/L
76
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
Berechne die Löslichkeit (L*) von AgCl in einer NaCl-Lösung mit c = 0,1 mol/L:
Die Löslichkeit wird geringer sein als in Beispiel, da sich bereits Cl--Ionen in der Lösung befinden.
AgCl(s)
Ag(aq)1+
⇋
Zu Beginn
Bestimmte Menge
Im Gleichgewicht
Bestimmte Menge
-x
+
Cl(aq)1-
0
0,1
x
0,1 + x
KL = [Ag(aq)1+]·[ Cl(aq)1-] = x·(0,1 + x) = 10-10
Vereinfachung: x aus Beispiel 1 war 10-5; x in diesem Beispiel ist sicher noch
kleiner ⇒ x + 0,1 ≈ 0,1
KL = 0,1 · x = 1,7· 10-10
x = 1,7 ·10-9
L* = x·M = 1,7·10-9·143,4 = 2,43·10-7 g/L
Berechne die Löslichkeit von AgCl in einer Ammoniaklösung mit c = 0,1 mol/L
Silberionen bilden mit Ammoniak den Silberdiaminkomplex.
Diese Reaktion erhöht die Löslichkeit von Silberchlorid.
Die Berechnung von diesem Beispiel („gekoppeltes Gleichgewicht“) erfolgt in
einem weiterführenden Skriptum.
5.3.5 Salze mit der Formel AB2 oder A2B
A2B(s)
⇋
Zu Beginn
Bestimmte Menge
Im Gleichgewicht
Bestimmte Menge
-x
2 A(aq)x+
+
B(aq)2x-
0
0
2x
x
KL
4
x gibt die Stoffmenge Salz (in mol/L) an, die sich in 1 L Wasser gelöst hat.
KL = [A(aq)x+]2·[ B(aq)x-] = (2x)2x = 4 x3 ⇒ x = 3
Beispiel:
Berechne die Löslichkeit PbCl2 in Wasser (KL = 2.10-5)
x=3
2 ⋅ 10 −5
= 0,017 mol / L
4
L* = 278 ⋅ 0,017 = 4 ,75 g
77
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.4
Säure-Base-Reaktion (Brönsted-Theorie)
Das entscheidende Teilchen bei einer Säure-Base-Reaktion ist das H+ - Ion, das nur
mehr aus einem Proton besteht. Man nennt daher das H+ - Ion bei Säure-BaseReaktionen ausschließlich „Proton“. Säuren besitzen ein Proton (⇒ allgemeine Formel
HA) und geben dieses an Basen (⇒ allgemeine Formel B-) ab; eine Base besitzt ein
nichtbindendes Elektronenpaar, das das Proton koordinativ binden kann (H2O und
NH3). Eine Säure-Basen-Reaktion ist daher eine Protonenübertragungsreaktion.
Man nennt diese Reaktionen auch Protolyse(reaktionen).
Alle in der Folge getroffenen Aussagen beziehen sich auf
verdünnte wässrige Lösungen.
H+
HA + B
-
⇋
-
A + HB
H+
Säure I
Base II
Base I
Säure – Protonenspender
Base – Protonenempfänger
Säure-Base-Reaktion:
Protonenübertragungsreaktion;
„Protolyse“
Säure II
Aus einer Säure entsteht durch Abgabe des Protons eine (konjugierte) Base
(= konjugiertes Säure-Base-Paar).
Einige Stoffe können als Säure oder Base reagieren; diese
Stoffe nennt man Ampholyte. Der wichtigste Ampholyt
ist Wasser:
Autoprotolyse des Wassers:
H2O + H2O ⇋
H3O+ + OH-
Kationensäuren:
Metallkationen können über ihre
Hydrathülle als Säure reagieren.
Dieser Effekt ist aber nur bei
kleinen Ionen mit großer Ladung
merkbar (in der Praxis nur bei Al3+
und Fe3+).
z.B.: konjugiertes Säure-Basen-Paar
[Fe(H2O)6]3+/ [Fe(H2O)5(OH)]2+
Das Gleichgewicht liegt bei dieser Reaktion bei den
Ausgangstoffen; die Ionenkonzentration in reinem
Wasser ist sehr gering. Die Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion nennt man
„Ionenprodukt des Wassers“ KW. KW = [H3O+]·[OH-] = 10-14
Dieses Gleichgewicht muss in jeder wässrigen Lösung erfüllt sein.
Im Prinzip können alle Stoffe die Wasserstoff enthalten Säuren sein; in der Praxis
können aber nur Stoffe als Säure reagieren, die stärkere Säuren sind als Wasser („stark“
kennzeichnet die Reaktionsfreudigkeit). Alle Anionen können Basen sein; aber auch hier
reagieren sie nur als Base, wenn sie stärker sind als Wasser. Um die Stärke von Säuren
bzw. Basen zu vergleichen, bestimmt man die Gleichgewichtslage bei der Reaktion mit
Wasser.
!
Allgemein gilt:
Sind in einer Lösung mehrere Säuren bzw. Basen vorhanden, so reagiert immer die
stärkste Säure mit der stärksten Base. Das Gleichgewicht liegt auf Seiten der
schwächeren Säure bzw. Base. Je stärker die Säure ist, desto schwächer ist die konjugierte
Base.
78
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.4.1 Die Stärke von Säuren und Basen
Säuren
Basen
Reagieren mit der Vergleichsbase H2O
Reagieren mit der Vergleichssäure H2O
HA + H2O
⇋
+
H3O+
[A ]⋅ [H O ] = Zahl( Experiment )
−
KS =
A-
A- + H2O
+
3
[HA ]
⇋
HA
+
OH-
[HA ]⋅ [OH ] = Zahl
−
KB =
[A ]
−
Säurekonstante
Basenkonstante
Je stärker die Säure ist, desto größer ist KS
Je stärker die Base ist, desto größer ist KB
(in der Praxis verwendet man meist den pKSWert; pKS = - lg KS)
(in der Praxis verwendet man meist den pKBWert; pKB = - lg KB)
Formuliere nach der allgemeinen Vorgabe
die RGL und KS für folgende Säuren.
Formuliere nach der allgemeinen Vorgabe
die RGL und KB für folgende Basen.
HCl + H2O ⇋
Cl- + H2O ⇋
H3O+ + H2O ⇋
H2O + H2O ⇋
HF + H2O ⇋
F- + H2O ⇋
H2O + H2O ⇋
OH- + H2O ⇋
NH3 + H2O ⇋
NH2- + H2O ⇋
79
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
Zusammenhang zwischen KS und KB
KS·KB = KW = 10-14
[A ]⋅ [H O ]
−
KS =
+
3
[HA ]
[HA ]⋅ [OH ]
−
KB =
Konjugiertes Säure-Base-Paar
[A ]
−
pKS + pKB = pKW = 14
⇒ KS · KB = [H3O+]·[OH-] = KW = 10-14
Konjugiertes Säure-Base-Paar
konjugiertes Säure-Base-Paar
5.4.2 Der Aufbau der Säure-Base-Tabelle (pKS – Tabelle)
Säuren
Konjugierte Basen
Sehr starke Säuren; sie reagieren in wässeriger
Lösung vollständig zu H3O+
Sehr, sehr schwache Basen; sie reagieren in
wässeriger Lösung NICHT als Base
H3O+ Stärkste Säure in wässeriger Lösung
H2O Schwächste Base in wässeriger Lösung
Mittelstarke bis schwache Säuren - „echte“
Gleichgewichtsreaktion (HA/ H3O+)
Schwache bis mittelstarke Basen - „echte“
Gleichgewichtsreaktion (A-/ OH-)
H2O Schwächste Säure in wässeriger Lösung
OH- Stärkste Base in wässeriger Lösung
Sehr, sehr schwache Säuren; sie reagieren in
wässeriger Lösung NICHT als Säure
vollständig zu OH-
Sehr starke Basen; sie reagieren in wässeriger Lösung
Mit Hilfe der pKS – Tabelle (und des vorangegangen Lehrstoffs) kann man
Voraussagen treffen, welche Reaktion abläuft (es reagiert immer die stärkste Säure mit der
stärksten Base).
Gleichgewichtslagen abschätzen (das Gleichgewicht liegt auf der Seite der schwächeren Säure und
Base)
Gleichgewichtskonstanten für jede beliebige Reaktion berechnen (K ist der Quotient aus
KS(Ausgangssäure) und KS(Endsäure))
Voraussagen treffen, ob eine Salzlösung sauer, basisch oder neutral reagiert.
pH-Werte berechnen (der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der [H3O+]).
80
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.4.3 „Spielereien“ mit der pKS – Tabelle
Ammoniumsulfat, Calciumhydroxid und Wasser
?
Welche Reaktion läuft ab?
NH4+ SO42- Ca2+
OH-
H2O
Säure
Säure und Base
Säure und Base
Base
vernachlässigbar
NH4+ + OH- ô
NH3 + H2O
(vergleiche Ammoniumnachweis; mit starken Basen wird der stechend riechende Ammoniak gebildet)
?
Wo liegt das Gleichgewicht?
Das Gleichgewicht liegt bei den Endstoffen (schwächer!).
pK = pKS (Ausgangssäure) – pKS (Endsäure) = 9,21 – 14 = - 4,79
⇒ K = 104,79 = 6,17.104
Welche Konzentrationen liegen im Gleichgewicht vor?
(Es darf kein Taschenrechner verwendet werden)
4 g Natriumhydroxid werden in 1 L Wasser gelöst:
[Na+] =
[OH-] =
[H3O+] =
[H2O] =
pOH = - lg [OH-] =
pH = - lg [H3O+] =
Kaliumnitratlösung mit c0 = 1 mol/L
[K+] =
[NO3-] =
[H2O] =
[H3O+] =
[OH-] =
pH =
pOH =
[H3O+] =
[OH-] =
pH =
pOH =
Perchlorsäure mit c0 = 0,1 mol/L
[HClO4] ≈
[ClO4-] =
[H2O] =
Ordne folgende Salzlösungen (c0 = 0,1 mol/L) nach folgendem Schema:
stark sauer – schwach sauer – neutral (keine Reaktion mit Wasser) – schwach basisch – stark basisch
Natriumcarbonat, Kaliumhydrogensulfat, Ammoniumchlorid, Natriumchlorid,
Natriumhydrogencarbonat, Natriumacetat
81
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.4.4 Der pH-Wert
Der pH-Wert ist der negativ dekadische Logarithmus der [H3O+]. Er ist ein Maß wie stark
sauer oder basisch eine Lösung ist; der pH-Wert ist von der Stärke der Säure bzw. Base
(KS bzw. KB) und von der Ausgangskonzentration c0 abhängig.
Nur Wasser:
Die einzig ablaufende Reaktion ist die Autoprotolyse des Wassers
H2O + H2O ⇋
H3O+ + OH-
KW = [H3O+]·[OH-] = 10-14
⇒ pH = - lg [H3O+] = 7
pOH = - lg [OH-] = 7
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L
Lösungen mit einem pH-Wert von 7 nennt man neutral.
Zugabe einer Säure:
⇋ A- + H3O+
HA + H2O
Die H3O+ - Ionenkonzentration wird erhöht und die Autoprotolyse des Wassers
zurückgedrängt; da KW erfüllt sein muss, gilt:
[H3O+] > [OH-]
⇒
[H3O+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
⇒ pH < 7
pOH > 7
Zugabe einer Base:
A- + H2O
⇋ HA
+
OH-
Die OH- - Ionenkonzentration wird erhöht und die Autoprotolyse des Wassers
zurückgedrängt; da KW erfüllt sein muss, gilt:
[H3O+] < [OH-]
⇒
[H3O+] < 10-7 mol/L
[OH-] > 10-7 mol/L
⇒ pH > 7
pOH < 7
Die pH-Wert-Skala bei verdünnten Lösungen:
(stark sauer) 0;
1; ….. 6 (schwach sauer); 7 (neutral); 8 (schwach basisch); ……13; 14 (stark basisch)
in jeder wässrigen Lösung bei 25°C gilt:
KW = [H3O+]·[OH-] = 10-14
pKW = pH + pOH = 14
82
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.4.5 pH-Wert Berechnungen
Säure
+ H2O ⇋ Aviel
0
viel
x
HA
c0
c0 - x
Zu Beginn
Im Gleichgewicht
Base
+ H3O+
B-
+ H2O ⇋ HB + OHZu Beginn
c0
viel
0
10-7 (von der Autoprotolyse)
Im Gleichgewicht c0 - y
viel
y
y (+ b von Autoprotolyse)
10-7 (von der Autoprotolyse)
x (+ a von Autoprotolyse)
oder
c0 – c0·α
c0·α
c0·α (+a)
α = Protolysegrad
[A ]⋅ [H O ] =
−
KS =
+
3
[HA ]
x2
[A − ]⋅ [H3O+ ] = c0 ⋅ α 2
oder auch K S =
c0 − x
[HA ]
1− α
x = [H3O ]
Quadratische Gleichung ⇒
y = [OH-]
starke Säure (pKS < 0)
vollständige Reaktion; x ≈ c0
x2
c0
pOH = - lg y
pH = 14 - pOH
x = K S ⋅ c0
starke Base (pKB ≤ 0)
(in den meisten Fällen ist die starke Base das OH- - Ion; bei O2- auf Stöchiometrie achten)
⇒
vollständige Reaktion; y = c0
pH = - lg c0
schwache Säure (pKS > 4)
x í c0 ⇒ c0 – x ≈ c0
KS =
Quadratische Gleichung ⇒
Vereinfachungen:
−
pH = - lg x
Vereinfachungen:
[B ]
y2
c0 − y
Sind c0 und KB bekannt, so kann y berechnet werden (siehe Seite 74).
10 −14
KB =
pKB = 14 – pKS (konjugiert)
K S( konjugiert )
Sind c0 und KS bekannt, so kann x berechnet werden (siehe Seite 74).
+
[HB] ⋅ [OH ] =
−
KB =
⇒
pH = ½ (pKS – lg c0)
⇒
pOH = - lg c0
pH = 14 - pOH
schwache Base (pKB > 4)
y í c0 ⇒ c0 – y ≈ c0
y2
KB =
y = KB ⋅ c0
c0
⇒
pOH = ½ (pKB – lg c0)
pH = 14 - pOH
83
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.4.6 Säure-Base-Indikatoren
Indikatoren sind schwache Säuren bzw. Basen, wobei die konjugierte Säure und Base
unterschiedlich gefärbt sind.
[Ind ]⋅ [H O ]
−
HInd +
Farbe I
H2O
⇋ Ind- +
H3O+
KS =
+
3
[HInd ]
Farbe II
Die Gleichgewichtslage wird durch den pH-Wert der Lösung bestimmt (bedenke
sehr viel Lösung, sehr wenig Indikator)
Im stark Sauren liegt das Gleichgewicht fast vollständig auf der Seite
Indikatorsäure; durch Zugabe einer Base verschiebt sich das Gleichgewicht;
Farbänderung („Umschlagspunkt“) tritt ein, wenn die Konzentration
Indikatorbase gleich der Konzentration der Indikatorsäure ist. Es gilt daher
Umschlagspunkt:
KS = [H3O+] ⇒ pH = pKS (± 1)
der
die
der
am
Indikatoren mit einem pKS < 7 ändern die Farbe im Sauren.
Indikatoren mit einem pKS > 7 ändern die Farbe im Basischen
5.4.7 pH-Wert Verlauf bei einer Säure-Base-Titration
Starke Säure – starke Base:
Um eine pH-Wert Änderung von einer
Einheit zu erzielen, müssen 90% der
Säure neutralisiert werden. Im Laufe der
Titration werden diese „Portionen“
immer kleiner. In der Nähe des
Äquivalenzpunktes ist das Tropfenvolumen so groß, dass bei Zugabe von 1
Tropfen ein pH-Wert Sprung von
einigen Einheiten auftritt. Für diese
Titration ist jeder Indikator geeignet.
Schwache Säure – starke Base
Bei schwachen Säuren beginnt die
Titration in der Regel bei einem
höheren pH-Wert. Der Äquivalenzpunkt liegt im Basischen (Salz pHWert!). Für diese Titration benötigt
man Indikatoren die im Basischen
umschlagen.
Sind 50% der Säure neutralisiert so
liegt ein 1:1 Puffer (siehe nächste Seite)
vor ⇒ Abflachung der Kurve in
diesem Bereich.
84
KAPITEL 5
DAS ERSTE JAHR
5.4.8 Pufferlösungen
Pufferlösungen halten den pH-Wert bei Zugabe einer nicht allzu großen Menge Säure
bzw. Base konstant. Pufferlösungen bestehen aus einer schwachen Säure und einer
schwachen Base (sind Säure und Base konjugiert spricht man von einer konjugierten
Pufferlösung). Pufferlösungen verhindern das Auftreten freier H3O+- und OH- - Ionen.
Die Pufferbestandteile reagieren mit diesen Ionen vollständig; es verschiebt sich nur das
Konzentrationsverhältnis Puffersäure/Pufferbase.
pH-Wert einer konjugierten Pufferlösung
+ H2O ⇋ A-
HA
+ H3O+
Zu Beginn
c0 (Säure)
viel
c0 (Base)
10-7 (von der Autoprotolyse)
Im Gleichgewicht
c0 (- x)
viel
c0 (+ x)
x (+ a)
x kann hier vernachlässigt werden; bereits bei schwachen Säuren haben wird die Vereinfachung getroffen c0 – x ≈ c0; x ist hier
noch deutlich kleiner, da durch das Vorhandensein der konjugierten Base die Protolyse zurückgedrängt wird. Man kommt
daher auch zur gleichen „Puffergleichung“, wenn die Base stärker ist (überprüfen!).
K S = [H 3O+ ] ⋅
n Base
n Säure
(Henderson-Hasselbalchsche Puffergleichung)
pH = pK S − lg
n Säure
n Base
bei einem 1:1 Puffer (= beide c0 sind gleich) gilt:
pH = pKS
bei einem nichtkonjugierten 1:1 Puffer gilt:
pH =
pK S1 + pK S 2
2
(Vergleiche: Indikatoren – Pufferlösungen)
Wirkungsweise einer Pufferlösung:
1 L Wasser
1 L Pufferlösung
(Dihydrogenphosphat/Hydrogenphosphat
mit jeweils c0 = 1 mol/L)
← pH-Wert →
7
Man bekommt eine
Salzsäurelösung mit
c0 = 0,01 mol/L
7,21
Zugabe von 1 mL HCl mit c0
←
= 10 mol/L
→
nHCl = 0,01 mol/L
← pH-Wert →
2
Die Pufferbase reagiert vollständig
mit den H3O+-Ionen; es verschiebt
sich nur das Verhältnis
Puffersäure/Pufferbase
pH = 7, 21 − lg
1 + 0,01
= 7,20
1 − 0,01
oder
Man bekommt eine
Natronlauge mit c0 =
0,1 mol/L
13
Zugabe von 4g NaOH
←
→
nNaOH = 0,1 mol/L
← pH-Wert →
85
Die Puffersäure reagiert vollständig
mit den OH—Ionen; es verschiebt
sich nur das Verhältnis
Puffersäure/Pufferbase
pH = 7, 21 − lg
1 − 0,1
=
1 + 0,1
7,3
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
Übungsaufgaben 5
☺
Gleichgewicht
Lies in Deinem Chemie-Buch das Kapitel Chemisches Gleichgewicht.
Löse die im Buch angeführten Übungsaufgaben.
Gleichgewicht, Gleichgewicht, Gleichgewicht …….
Massenwirkungsgesetz:
5.1. Erstelle das Massenwirkungsgesetz für folgende Reaktionen:
1. Bildung von Ammoniak aus den Elementen
2. Dimerisierung von NO2
3. Bildung von Hydrogenchlorid aus den Elementen
5.2. Die Gleichgewichtskonstante K
o ist groß, wenn die Reaktion (fast) vollständig abläuft.
o ist von der Ausgangskonzentration beteiligter Stoffe abhängig.
o ist temperaturabhängig.
5.3. In einem Gefäß mit konstantem Volumen V mischt man α mol N2 und β mol O2, die dann
wie folgt reagieren:
N2(g) + O2(g) ó 2 NO(g). Wenn sich im chemischen Gleichgewicht 2x mol NO befinden, dann lautet die Gleichgewichtskonstante
o
KC =
o
KC =
x2
(α − x )(. β − x )
4.x 2
V.(α − x )(
. β − x)
o
KC =
4. x 2 . V
(α − x )(. β − x )
o
KC =
4.x 2
(α − x )(. β − x )
Gasgleichgewichte - Kp und Kx und Kc (teilweise mathematisch recht anspruchsvoll)
5.4. Im Gleichgewicht misst man 48% CH4, 20% O2, 16%CO und 16% H2. Berechne Kx bei
diesen Bedingungen!
5.5. Bei der Ammoniaksynthese findet man im Gleichgewicht Anteile von 20% N2, 60% H2 und
20% NH3. Berechne Kx und Kp bei einem Gesamtdruck von 200 bar.
5.6. Der Kp-Wert des Gleichgewichtes CO2 + C ó 2 CO beträgt 0,75 (Drücke in bar).
1. Berechnen Sie die Partialdrucke und Vol% der beiden Gase im Gleichgewicht, wenn der
Gleichgewichtsgesamtdruck 5 bar beträgt.
2. Durch welche Maßnahme könnte das Gleichgewicht nach rechts verschoben werden?
3. Wie heißt das obige Gleichgewicht, und bei welchem großtechnischen Prozess spielt es
eine wichtige Rolle?
5.7. In einen leeren Behälter wird COCl2 mit dem Gesamtdruck p eingefüllt. Bei einer
bestimmten Temperatur stellt sich das folgende Gleichgewicht ein:
2 COCl2(g) ó C(Graphit) + CO2(g) + 2 Cl2(g)
86
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
x sei der Partialdruck von CO2 im Gleichgewicht. Stellen Sie eine allgemeine Formel für
Kp in Abhängigkeit von p und x für dieses Gleichgewicht auf.
5.8. Bei 500°C hat die Reaktion H2 + I2 ⇌ 2 HI eine Gleichgewichtskonstante von Kp=50.
Ausgehend von 2 mol H2 und 3 mol I2 stellt sich bei 15 bar das Gleichgewicht ein.
Berechne die Stoffmengen und die Partialdrücke im Gleichgewicht.
5.9. Bei einer gegebenen Temperatur und einem Gesamtdruck von 1,013 bar liegen in der
Gleichgewichtsmischung N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g) folgende Partialdrücke vor:
p N2O4 = 0,5065 bar
p NO2 = 0,5065 bar
1. Wie groß ist Kp bei dieser Temperatur ?
2. Wie groß sind die Partialdrücke der Komponenten in einer Gleichgewichtsmischung,
wenn der Gesamtdruck bei konstanter Temperatur auf 2,026 bar erhöht wird ?
5.10. Komponente A reagiert entsprechend folgender Reaktionsgleichung: A ⇌ B + C
1. Berechne KX, KP und KC bei 1,013 bar und 400 K, wenn sich bei diesem Druck 90,6
Molprozent von A umsetzen.
2. Berechne auch den Umsatz beim doppelten Druck.
5.11. Die Bildung von Phosgen gehorcht folgender Reaktionsgleichung: CO + Cl2⇌ COCl2. In
einem 1L fassenden Reaktionsgefäß stellt man im Gleichgewicht bei einer Temperatur von
360 K 0,892 g COCl2, 0,085 g CO und 0,427 g Cl2 fest.
Berechne Kx, Kc und Kp !
5.12. Graphit C(s) verbrennt in Luft (79 Vol% N2 und 21 Vol% O2), wobei sich der Sauerstoff
vollständig zu CO2 umsetzt. Dann stellt sich das so genannte Boudouard-Gleichgewicht ein:
C(s) + CO2 (g) ⇌ 2 CO (g)
Kp hat bei 1000 K den Wert 1,9.
Berechne die Zusammensetzung des Gases in Molprozent im Gleichgewicht (Gesamtdruck
1 bar). Der vorhandene Stickstoff reagiert nicht !
Hinweis: Berechne zuerst Kx aus Kp und gehe von 100 mol Luft aus!
Löslichkeitsprodukt:
5.13. Silberchlorid AgCl hat ein KL= 2—10-10. Berechne die Löslichkeit in mol/L und in g/L
5.14. Berechne die Löslichkeit (in mol/L und g/L) von Calciumphosphat (KL= 1,3—10-32)
5.15. Wie viel g CaF2 (KL=3,9·10-11) lösen sich in 1 Liter NaF-Lösung mit einer Konzentration
von 0,1 mol/L ?
5.16. Wie viel g CuS (KL = 6—10-36) lösen sich in 500 ml Wasser ?
5.17. Wie viel g CaF2 (KL = 3—10-11) lösen sich in 10 ml Wasser ?
5.18. Wie viel g AgCl (KL = 2—10-10) lösen sich in 1 Liter HCl (c=0,1 mol/l) ?
87
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
Säuren und Basen:
5.19. pH einer Salzsäure (pKS=-6) mit c= 0,2 mol/l:
5.20. pH einer Salzsäure mit c=0,02 mol/l:
5.21. Auf wie viel Liter muss ein Liter konzentrierte Salzsäure (c=12 mol/L) verdünnt werden,
damit sich ein pH von 6 einstellt ?
5.22. pH von Essigsäure (pKS=4,75, c= 0,2 mol/L):
5.23. pH einer Ammoniumchlorid-Lösung (pKS(NH4+) = 9,21, c = 0,05 mol/L):
5.24. Berechne den pH-Wert von Salpetersäure (pKS = -1,32) mit c= 0,1 mol/L !
5.25. pH-Wert einer Natronlauge NaOH mit c = 0,2 mol/L:
5.26. pH - Wert einer Ammoniaklösung (pKs(NH4+) = 9,21) mit c=0,06 mol/L:
5.27. Eine gesättigte Calciumhydroxid-Lösung hat einen pH-Wert von 12,35. Berechne das
Löslichkeitsprodukt von Calciumchlorid !
5.28. In 200ml HAc (c=0,1 mol/L) werden 2g NaAc gelöst. Wie groß ist der pH-Wert ?
5.29. Zur Lösung aus 5.28 werden 5 mL NaOH (c=0,2mol/L) zugegeben. Vernachlässige die
entstehende Volumsänderung !
5.30. 10 ml einer Propansäure-Lösung (c=0,1 mol/L) werden mit Natronlauge (c=0,05 mol/L)
versetzt. Die Säurekonstante von Propansäure beträgt 1,31—10-5.
Berechne
1. den pH-Wert der eingesetzten Natronlauge
2. den pH-Wert der Propansäure-Lösung
3. den pH-Wert nach Zugabe von 10 mL NaOH zur Propansäure
4. den pH-Wert nach Zugabe von 20 mL NaOH zur Propansäure
5. den pH-Wert nach Zugabe von 30 mL NaOH zur Propansäure
5.31. 1,00 g NH4Cl und 1,00g Ba(OH)2·8 H2O werden in 80 mL Wasser aufgelöst. Die fertige
Lösung wird bei 25°C auf 100 mL verdünnt.
1. Berechne den pH-Wert der Lösung (pKs(NH4+) = 9,24).
2. Berechne die Konzentrationen aller Ionen in der Lösung.
3. Berechne den pH-Wert nach einer Zugabe von 10,0 mL 1,00 M HCl zu der Lösung.
4. Berechne die Konzentration von Ammoniak in dieser neuen Lösung.
5.32. Welches Konzentrationsverhältnis soll angewendet werden, um einen Essigsäure/AcetatPuffer mit dem pH-Wert 4,76 herzustellen?
2:1
1:1
1:2
1:4
88
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
5.33. Allgemeine und physikalische Chemie
1. Wie groß ist die relative Atommasse eines Atoms X, wenn ein einzelnes Atom dieses
Elements 2,107.10-22 g wiegt? Um welches Element könnte es sich handeln?
2. Das Ionenprodukt des Wassers ist von der Temperatur abhängig. Bei 10oC beträgt Kw =
3,0.10-15. Wie groß ist der pH von reinem Wasser bei dieser Temperatur?
3. Im Geschirrspüler befindet sich eine Waschlösung mit c (OH-) = 8,5.10-5 mol/L.
Berechne den pH – Wert.
5.34. Die Lösung einer schwachen Säure HX (c = 0,10 mol/L) hat einen pH-Wert von 3,30.
Wie groß ist die Säurekonstante und der pKS - Wert?
5.35. Man will aus einer schwachen, einprotonigen Säure einen Puffer mit pH = pKS herstellen.
Zuzugeben ist daher
dieselbe Menge an korrespondierender Base
die doppelte Menge an korrespondierender Base
die korrespondierende Base, die Menge ist nicht wichtige
die gleiche Menge einer starken Base
5.36. Ein Becherglas enthält 20 mL 0,5 M NH3, ein anderes 20 mL 0,5 M HCl. Die Inhalte beider
Gläser werden zusammengeschüttet. Der pH-Wert der Lösung nach dem Mischen beträgt
ungefähr
7
1
10
5
5.37. Bei der Titration von 20 cm³ Propansäure (c = 1,0 mol/dm³) mit Natronlauge (c = 0,5
mol/dm³) werden einmal Methylorange und einmal Phenophthalein als Indikatoren
verwendet.
Methylorange schlägt bei pH 3,8 um, Phenolphthalein bei pH = 9,0.
Die Säurekonstante Ka der Propansäure beträgt 1,32 * 10-5 .
1. Geben Sie an, welcher Indikator für die Titration geeignet ist.
2. Begründen Sie Ihre Wahl, indem Sie berechnen, wie viel NaOH bei einer Titration mit
Methylorange bzw. bei einer Titration mit Phenolphthalein verbraucht wird.
5.38. Allgemeine und physikalische Chemie
1. Welches der folgenden Säure/Basenpaare ist am geeignetsten, den pH-Wert um 9 in
einer Lösung konstant zu halten?
CH3COOH/CH3COO H2SO4/HSO4 H2PO4-/HPO42+
H2CO3/HCO3
NH4 /NH3
2. Die folgenden Standardbildungsenthalpien sind gegeben:
Essigsäure
-0,50 MJ/mol
Kohlendioxid -0,40 MJ/mol
Wasser -0,30 MJ/mol
Schreibe die Verbrennungsgleichung für Essigsäure an und berechne die
Verbrennungswärme bei Standardbedingungen.
89
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
5.39. Eine Kupfer(II)-Salzlösung (c = 0,0010 mol/L) soll mit Ammoniak versetzt werden.
Wie viel Mol Ammoniak muss man pro Liter zugeben, damit die Cu2+-Konzentration auf
den Wert 10-12 mol/l gedrückt wird?
(Komplexbildungskonstant KB = 2,13.1014)
5.40. Man bringt 0,10 g flüssiges Wasser in ein 1,0 L Gefäß. Es stellt sich nach kurzer Zeit ein
Verdunstungsgleichgewicht ein.
1. Wie viel mol Wasserdampf sind dann im Gasraum, wenn der Dampfdruck des Wassers
bei 25oC 32 mbar beträgt?
2. Wie viel Prozent der Gesamtmenge an Wasser sind das?
5.41. Die Konzentrationen einer Puffer-Lösung lauten:
c(Säure HA) = 0,12 mol/dm³; c(Salz NaA) = 0,15 mol/dm³.
Der pH-Wert dieser Puffer-Mischung beträgt 4,2.
Berechnen Sie den pKa-Wert der Säure HA.
5.42. Eine Möglichkeit, Lachgas (Distickstoffmonoxid) herzustellen, ist die Umsetzung von
Natriumnitrat mit Ammoniumsulfat.
1. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung (mit Oxidationszahlen).
2. Wie viel Gramm Ammoniumsulfat muss eingesetzt werden, um bei 35°C und einem
Luftdruck von 1050 hPa 12 Liter Lachgas herzustellen? Die Ausbeute der Reaktion
beträgt 80%.
3. Bei einer bekannten Nachweisreaktion entsteht aus Ammoniumsulfat Bariumsulfat.
Formulieren Sie die Gleichung.
4. Beweisen Sie, dass ein Niederschlag entsteht, wenn 0,5 Liter einer
Ammoniumsulfatlösung (c = 0,05 mol/l) und 0,5 Liter einer Bariumchloridlösung (c =
0,01 mol/l) gemischt werden.
Landeswettbewerbe
5.43. 25. Landeswettbewerb - Physikalische Chemie
1. Erster Teil: Thermochemie
Ein perfekt wärmeisoliertes Kalorimeter wird mit Wasser gefüllt und die Temperatur mit
22,55°C gemessen. Dann werden 7,800 g ZnSO4 aufgelöst, dabei steigt die Temperatur auf
23,52°C an.
In einem zweiten Experiment im selben Kalorimeter mit der gleichen Ausgangstemperatur
des Wassers von 22,55°C werden 12,30 g ZnSO4.7H2O gelöst, die Endtemperatur beträgt
21,84°C.
Die Wärmekapazität des Systems (Lösung + Kalorimeter) beträgt 900,0 J/°C in beiden
Versuchen.
90
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
Welcher grundsätzliche Unterschied besteht zwischen den beiden
Lösungsvorgängen?
Berechnen Sie die Reaktionswärmen ∆H für die folgenden Vorgänge:
(1)
ZnSO4(s)
(2)
ZnSO4.7H2O(s)
(3)
ZnSO4(s) + 7 H2O
ZnSO4(aq)
ZnSO4(aq) + 7 H2O
ZnSO4.7H2O(s)
2. Zweiter Teil: Ionengleichgewichte
Viele unedle Metalle sind in Wasser relativ korrosionsunempfindlich, weil sie durch
unlösliche Oxide oder Hydroxide an der Oberfläche passiviert werden. Dieser Schutz
wird zerstört, wenn das (Hydr)oxid löslich wird. Daher ist die chemische Beständigkeit
dieser Metalle vom pH-Wert abhängig.
Zink wird durch Zn(OH)2 geschützt.
Das folgende Gleichgewicht stellt sich ein:
Zn(OH)2
Zn2+ + 2 OH-
ó
KL = 2,0.10-17 mol3/L3
Berechnen Sie den Mindest-pH, der notwendig ist, damit Zn(OH)2 unlöslich und
damit als Schutz intakt bleibt (10-5 ≥ c(Zn2+)).
In einer stark basischen Lösung kann sich auch das folgende Gleichgewicht einstellen:
Zn2+ + 4 OH
[Zn(OH)4]2-
ó
Kβ = 1,0.1015 L4/mol4
Berechnen Sie c(Zn2+) in Lösung von [Zn(OH)4]2- (c = 1,0 mol/L) bei pH = 14.
Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante für die Reaktion:
Zn(OH)2 + 2 OHó
[Zn(OH)4]2Wie hoch ist der Maximum-pH bis zu dem Zn(OH)2 unlöslich ist
(10-5 ≥ c([Zn(OH)4]2-))?
In welchem pH-Bereich schützt Zn(OH)2 metallisches Zink?
5.44. 25. Landeswettbewerb
1. Alle bis auf eines der folgenden Hydroxide ist amphoter.
Zn(OH)2
Cr(OH)3
Mn(OH)2
Al(OH)3
2. Welches der folgenden Oxoanionen ist die stärkste Base?
MnO4-
ClO4-
PO43-
SO42-
3. Kohlendioxid wird in eine Lösung eingeleitet, deren pH bei 8,5 konstant gehalten wird.
Welche(s) Teilchen entsteh(t)en hauptsächlich aus CO2?
H2CO3
H2CO3/HCO3-
HCO3-
91
HCO3-/CO32-
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
4. Man betrachte die folgenden Anionen. Welches ist die stärkste Säure?
HCO3-
HSO3-
HSO4-
HPO42-
5. Das Geschwindigkeitsgesetz für die Reaktion 2 NO + O2 ó 2 NO2 lautet:
v = k.c2(NO).c(O2). Welche Ordnung besitzt die Reaktion?
2
1
3
0
5.45. Ionengleichgewichte - 19.LW
1. Das Ionenprodukt des Wassers beträgt bei 0°C KW = 0,12.10-14 mol2/L2. Ist eine Lösung
mit pH = 7,25 bei dieser Temperatur neutral, sauer oder basisch? Begründen Sie durch
eine Rechnung.
Die Lösung ist ...........................
2. Berechnen Sie (für 25°C) den pH-Wert einer Lösung von HCl (in Wasser) mit der
Konzentraton c = 2,6.10-8 mol/L.
pH = ...................
5.46. Ein analytisches Problem - 27.LW
5,00 mL Meerwasser werden in einen Erlenmeyerkolben pipettiert. Um ein vernünftiges
Volumen zu erhalten, werden 20,0 mL Wasser zugesetzt, ebenso ein Indikator. Danach
wird mit einer Silbernitratlösung (c(AgNO3) = 0,100 mol/L) titriert.
Bis zum Umschlag des Indikators werden 16,4 mL AgNO3-Lösung verbraucht.
1.
2.
3.
4.
Der Indikator ist eine Kaliumchromatlösung mit 5,00 Massenprozent K2CrO4 (ρ = 1,04
g/mL), von der 1,00 mL zum Kolben zugegeben wird.
Der Farbumschlag beruht auf der Bildung eines rotbraunen Niederschlags von Ag2CrO4.
Das Ausfallen beginnt, wenn die Silberkonzentration genügend groß ist, d.h. mit dem
ersten Überschusstropfen AgNO3 und nicht vorher.
Schreiben Sie die Gleichung der Titrationsreaktion an.
Berechnen Sie die Konzentration der Chloridionen im Meerwasser.
Berechnen Sie die Chromatkonzentration 0,1 mL vor dem Endpunkt.
Beweisen Sie rechnerisch die Behauptung des letzen Satzes der Angabe,
also c(Ag+) Titrationsende < c(Ag+)für Chromatfällung
5.47. Physikalische Chemie - 27.LW
1. In der Sauna
Die meisten Kursleiter von Chemieolympiadekursen treffen sich jedes Jahr knapp vor
Weihnachten in Mariazell zu einem Fortbildungsseminar, dessen Schwerpunkte im
Bereich der Chemieolympiade liegen.
In der Freizeit wird Sport betrieben oder man sucht die Sauna auf, teils um zu schwitzen,
teils um im gelockerten Rahmen chemische Probleme zu besprechen oder schlicht um
sich zu unterhalten. Dabei ergab sich das folgende Problem:
92
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
In der Saunakammer (l = 4,0 m; b = 2,0 m; h = 2,6 m) sitzen sechs Personen mit einem
Gesamtvolumen von 450 dm3. Vor dem Aufguss beträgt die relative Luftfeuchtigkeit bei
90°C in der Kammer 10% (Sättigungskonzentration des Wassers bei 90°C: 420 g/m3)
Eine der Personen gießt nun insgesamt 3 Schöpfer zu je 200 mL (= 200 g) Wasser auf,
das vollständig verdampft. Die Temperatur in der Kammer sinkt auf 85°C. Das gesamte
aufgegossene Wasser bleibt als Dampf in der Kammer (Sättigungsdampfdruck des
Wassers bei 85°C: 585 mbar).
Wie groß ist der Wasserdampfdruck vor dem Aufguss?
Welche Masse Wasserdampf befindet sich nach dem Aufguss in 1,0 m3 des
Saunagasvolumens?
Wie groß ist die relative Luftfeuchtigkeit nach dem Aufguss?
2. Ein einfaches Gleichgewicht
Es werden zwei Gemische angesetzt:
(1) 0,050 mol Essigsäure, 0,050 mol Ethanol und 0,50 cm3 konz. Schwefelsäure werden
gemischt und mit Aceton auf 60,0 cm3 aufgefüllt.
(2) Zu ungefähr 50 cm3 Wasser werden 0,50 cm3 konz. Schwefelsäure gegeben und mit
Wasser auf 60,0 cm3 aufgefüllt.
Das Gemische (1) wird mehrere Tage gerührt. Es wird dann der Probe 1,00 mL entnommen,
dieser auf 50 mL mit Wasser aufgefüllt und mit Natronlauge (c = 0,10 mol/L) gegen
Phenolphthalein als Indikator titriert. Die Mischung (2) wird sofort titriert.
Verbrauch an NaOH:
(1) 6,65 mL
(2) 3,90 mL
Schreiben Sie die Reaktionsgleichung für die Veresterung an.
Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante für die Veresterung.
5.48. Ein heterogenes Gasgleichgewicht - 30.LW
Zinkoxid und Kohlenstoffoxid werden bei 1300 K in Kontakt gebracht und die Einstellung
des Gleichgewichtes abgewartet. Dabei setzen sich 20,8 % des Zinkoxids um. Der
Gesamtdruck im Gleichgewicht beträgt 1,00 bar.
(FP von Zinkoxid: 1970°C; KP von Zink: 910°C).
1. Schreiben Sie eine abgestimmte Reaktionsgleichung für den oben genannten Vorgang
und indizieren Sie mit (g), (l) und (s) die Aggregatzustände der beteiligten Stoffe bei den
gegebenen Bedingungen.
2. Schreiben Sie einen Ausdruck für KP für diese Reaktion an.
3. Berechnen Sie im Gleichgewicht die Molenbrüche und die Partialdrucke aller für das
Gleichgewicht relevanten Stoffe.
4. Berechnen Sie KP.
5. Berechnen Sie weiters die durchschnittliche Molmasse und die Dichte des Gasgemisches
im Gleichgewicht.
93
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
5.49. Multiple choice aus der gesamten Chemie - 30.LW
Kreisen Sie den Kleinbuchstaben, der neben der richtigen Aussage steht, ein.
1. Welches korrespondiere Säure/Basenpaar ist am besten geeignet in einer wässrigen
Lösung den pH-Wert = 9 einzustellen?
a)
NH4+/NH3
b) H2PO4-/HPO42-
c) H3PO4/H2PO4-
d) H2CO3/HCO3-
2. Für eine Reaktion 1. Ordnung (z.B. radioaktiver Zerfall) ist der Bruchteil an Substanz, der
nach einer Zeit, die viermal der Halbwertszeit entspricht, reagiert hat,
a) 15/16
b) 1/16
c) 1/4
d) 3/4
3. Wie groß ist die Gleichgewichtsspannung einer galvanischen Zelle, der folgende
Halbreaktionen zu Grunde liegen:
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Eo = + 0,34 V
3+
Al (aq) + 3 e → Al(s)
Eo = - 1,66 V
a) 1,32 V
b) 2,00 V
c) -1,32 V
d) 4,34 V
4. In welcher Liste sind die Elemente nach steigender erster Ionisierungsenergien richtig
geordnet?
a) Li, Na, K
b) S, P, Si
c) Al, Si, P
d) F, Ne, Na
5. Eine Lösung von Schwefelsäure in H2O enthält 25 Massenprozent H2SO4 und hat eine
Dichte von 1,178 g.mL-1. Welcher Ausdruck gibt die Molarität der Lösung richtig wieder?
a) 0,25⋅98⋅1178
b) 0,25/(98⋅1178)
c) 1178/(0,25⋅98)
d) 0,25⋅1178/98
6. Betrachten Sie die Reaktion
4 PH3(g) + 8 O2(g) → P4O10(g) + 6 H2O(g) ∆Ho = -4500 kJ
Gegeben sind die Standardbildungsenthalpien von PH3(g) und H2O (g)
∆Ho(PH3(g)) = 9,2 kJ.mol-1; ∆Ho (H2O(g)) = -241,8 kJ.mol-1.
Die Standardbildungsenthalpie ∆Ho von P4O10(s) in kJ.mol-1 ist dann:
a) - 3012
b) -5988
c) + 3012
d) - 3086
7. Die Multiplizitäten der 1H-NMR-Signale für die äquivalenten Protonen a,b,c und d in
folgender Verbindung sind:
H3C
a
a: Triplett b: Dublett
c: Singulett d: Triplett
a: Triplett b: Quartett
c)
c: Singulett d: Singulett
a)
CH2
b
a: Dublett
c: Singulett
a: Quartett
d)
c: Dublett
b)
94
NH
c
b: Dublett
d: Triplett
b: Triplett
d: Quartett
CO
CH3
d
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
8. Die Gesamtmenge an Chrom, die in 0,150 L einer 0,115 M Lösung von Cr2O72- enthalten
ist, soll zu Cr2+ reduziert werden. Die Ladungsmenge, die man für diese Reduktion
benötigt, ist
a) 2,00 F
b) 8,00 F
c) 0,138 F
d) 0,104 F
9. Wie viele Atome enthält ein Schwefelmolekül, wenn bei 500oC die Masse von einem Liter
gasförmigem Schwefel bei 25,7 kPa Druck 0,512 g beträgt.
a) 1
b) 2
c) 4
d) 8
10. 20,0 cm2 eines Nickelüberzuges auf einem Blech wurden in einer Säure gelöst. Nach
Einstellen eines bestimmten pH-Wertes wurden zu dieser Lösung 35,0 mL EDTA (c =
0,0175 M) zugegeben. Der Überschuss an EDTA wurde mit einer Cu2+-Lösung der
Konzentration c = 0,00750 M rücktitiriert (V = 30,4 mL). Die durchschnittliche Masse an
Nickel pro cm2 ist daher
a) 31,9 mg
b) 1,13 mg
c) 20,0 mg
d) 11,9 mg
11. 1,00 g einer Probe enthalten nur NaOH und Na2CO3. Nach dem Auflösen in Wasser
wird mit HCl (c = 0,500 M) in Gegenwart von Methylorange titriert. Der Verbrauch war
43,35 mL, was zeigt, dass die Probe die Zusammensetzung hat:
a) 55% Na2CO3 und 45% NaOH
c) 60% Na2CO3 und 40% NaOH
b) 45% Na2CO3 und 55% NaOH
d) 50% Na2CO3 und 50% NaOH
12. Wenn man die folgenden Ionen nach fallender Basizität ordnet, dann ist die richtige
Reihenfolge:
1 C6H5O2 R-C≡C3 RO4 R-CH=CHa) 1,2,3,4
b) 4,2,3,1
c) 2,4,1,3
95
d) 3,1,4,2
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
5.50. Gleichgewicht in wässriger Lösung - 29.LW
Eine schwache Säure (HA) existiert als eine Mischung von zwei Isomeren S1 und S2. In
wässriger Lösung besteht ein dynamisches Gleichgewicht zwischen den beiden, man nennt
sie daher auch Tautomere, wobei unter gewöhnlichen Bedingungen S1 zu 99,5 % vorliegt,
bei steigender Temperatur sich das Verhältnis aber zugunsten von S2 verschiebt. Die beiden
Verbindungen (M = 27,0 g/mol) zählen zu den einfachsten organischen Verbindungen, die
es gibt.
Eine wässrige Lösung von HA (1,710 g HA in 900 mL) wurde teilweise mit KOH
neutralisiert. In der resultierenden Lösung ist das Verhältnis der molaren Konzentrationen
c(Säure):c(Salz) gleich 1:10, der pH-Wert dieser Lösung beträgt 10,20.
1. Finden Sie die Summenformel von HA und zeichnen Sie die Strukturformeln (LewisFormeln) der beiden tautomeren Formen S1 und S2.
2. Berechnen Sie die Säurekonstante von HA.
3. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung vor der Zugabe von KOH.
4. Berechnen Sie den pH-Wert der austitrierten Lösung von HA, wenn 100 mL KOH
verbraucht wurden.
5. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante Ki für das Tautomeriegleichgewicht.
5.51. Strukturanalyse einer Verbindung - 29.LW
Eine organische Verbindung Z (M = 195 g/mol) liefert eine CH-Analyse von 36,9% C und
5,64% H. Sie enthält neben 16,4% Sauerstoff noch ein weiteres Heteroatom.
Die Verbindung ist in Wasser, Natriumhydrogencarbonat-Lösung und Natronlauge
unlöslich und reagiert nicht mit 2,4-Dinitrophenylhydrazin.
Beim Kochen mit wässriger KOH entsteht unter anderem Ethanol.
In der folgenden Abbildung finden Sie das 1H-NMR-Spektrum.
Integration: 6
Integration: 2
Integration: 3
1. Wie lautet die Summenformel der Verbindung? Beweisen Sie Ihre Antwort durch
entsprechende Berechnungen.
2. Auf welche Verbindungsklasse deuten die angegebenen Reaktionen hin?
3. Welche Strukturformel hat die Verbindung?
4. Ordnen Sie die Signale im NMR den H-Atomen zu.
96
ÜBUNGEN 5
DAS ERSTE JAHR
5.52. Kreuzworträtsel
1
2
3
4
9
5
10
12 13 14 15
18
19
22
29
31
32 33 34
6
9
10
12
16
18
20
21
22
25
27
28
29
30
31
33
37
38
1
2
3
8
11
16
17
20
21
24
26 27
28
2
7
23
25
37
6
30
35 36
38
4
5
6
7
8
Waagrecht:
Elektronenübertragungen sind . . . . .
-Reaktionen
Das „P“ in IUPAC bedeutet . . . . .
Gold (lateinisch).
Weltwirtschaftlich wichtigstes Metall.
Neuzeitlicher Begründer der
Atomtheorie.
103.
Blauer Küpenfarbstoff.
Systematische Endung der Alkohole.
Häufigstes Metall der Erdkruste
(Symbol).
Zinn (lateinisch).
Blei (englisch).
Modernes österr. Verfahren der
Roheisen-Gewinnung.
Öl (englisch).
Edelgas.
Rauchgasentschwefelungsanlage
(Abk.).
Symbol für das Element, das nach
dem Entdecker der Kernspaltung
benannt ist.
Größe, deren Einheit „Newton“ ist.
Metall, das für verschleißfesten
Edelstahl verwendet wird.
10-9.
Senkrecht:
Element, das von M. Curie entdeckt
wurde.
Edelmetall mit 44 Protonen im Kern
(Symbol).
Ein Lanthanoid (Symbol).
11
13
14
15
17
19
22
23
24
26
27
28
30
32
34
35
36
97
Waschmittel-Marke.
Edelgas.
10-12.
Edelmetall der 7. Gruppe (Symbol).
Verbindung mit einer OH-Gruppe
an einer C=C-Doppelbindung.
Zeitabschnitt im Erdaltertum.
Rohstoff für die FarbstoffErzeugung.
Verfahren zur Stahlgewinnung
(Abk.).
Leichtes Metall mit einer dem Stahl
ähnlichen Festigkeit.
Mit Metallfäden durchwirkte
Textilien.
Bei Standardbedingungen flüssiges
Element (Symbol).
Halbmetall, das bei Belichtung
leitfähig wird.
C9H20.
1018
.
101.
Metall, mit blauen (trocken) bzw.
rosa (hydratisiert) Verbindungen
(Symbol).
Einheit des Widerstandes.
Röntgenfluoreszenzanalyse (Abk.).
Bei Normalbedingungen flüssiges
Metall (Symbol).
Edelgas (Symbol).
Tonne (amerikan. Abk.).
Element mit 42 Protonen im Kern
(Symbol).
KAPITEL 6
DAS ERSTE JAHR
6 Redoxreaktionen – Elektrochemie
Bei Redoxreaktionen werden Elektronen ausgetauscht. Freiwillige Redoxreaktionen liefern
Spannung (z.B. Batterie); umgekehrt kann durch Anlegen einer Gleichspannung eine
Redoxreaktion erzwungen werden.
Oxidation = Abgabe von x Elektronen
Reduktionsmittel
RM I +
Oxidationsmittel
OM II ô
Oxidationsmittel
OM I +
Reduktionsmittel
RM II
Reduktion = Aufnahme von x Elektronen
Es reagiert immer das stärkste Oxidationsmittel mit dem stärksten Reduktionsmittel.
Das Gleichgewicht liegt immer aufseiten des schwächeren Oxidations- bzw.
Reduktionsmittels. Zum
Reduktion Red:
Elektronenaufnahme
Unterschied zu Säure-Basen(Erniedrigung
der Oxidationszahl)
Reaktionen ist die
Oxidation
Ox:
Elektronenabgabe
Gleichgewichtslage
(Erhöhung der Oxidationszahl)
eindeutiger („geht – geht
Reduktionsmittel RM: Elektronenspender
nicht“). Die Zahl der
Oxidationsmittel OM: Elektronenempfänger
übertragenen Elektronen ist
stoffabhängig; es muss aber in
der Reaktionsgleichung die Zahl der abgegeben Elektronen gleich sein der Zahl der
aufgenommenen.
Die Reihung der Redoxpaare zeigt die Spannungsreihe. Die Reihung beginnt mit dem
stärksten OM (am Datenblatt F2) und dem schwächsten RM (F-); eine freiwillige Reaktion ist
nur dann möglich, wenn das OM in der Spannungsreihe weiter oben steht als das RM (analog
zur pKS-Tabelle: „links oben – rechts unten“).
Metalle sind Reduktionsmittel; der Alltagsausdruck „unedle Metalle“ kennzeichnet die
reaktionsfreudigen Metalle und damit die starken Reduktionsmittel; edle Metalle sind
reaktionsträge und daher schwache Reduktionsmittel.
Metallkationen sind Oxidationsmittel – schwache OM, wenn sie aus unedlen Metallen
gebildet wurden, starke OM, wenn sie aus edlen Metallen gebildet wurden. (Manche Metalle
können unterschiedlich geladene Kationen bilden ⇒ es gibt Kationen die auch RM sein
können z.B: Fe = RM Fe2+ = RM oder OM Fe3+ = OM).
Einige Nichtmetalle (z.B. die Halogene) sind Oxidationsmittel; die aus ihnen gebildeten
Anionen sind Reduktionsmittel.
Welche der folgenden Reaktionen sind möglich (entscheide mit Hilfe der Spannungsreihe)?
o
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
o
Cl2 + 2 F-
o Br2 + 2 I-
→ 2 Cl- + F2
o Cu + 2 H+ → Cu2+ + H2
o 2 Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+
o
o Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
Cl2 + 2 Br- → 2 Cl- + Br2
o Cu2+ + H2
→ 2 Br- + I2
→ Cu + 2 H+
98
o Al3+ + Fe
→ Al + Fe3+
o Cl2 + H2
→ 2 Cl- + 2H+
KAPITEL 6
DAS ERSTE JAHR
6.1
Aufstellen von Redoxgleichungen
1. Bestimmung der Oxidationszahlen (siehe Kapitel 3.4)
2. Teilung in die „Halbreaktionen“ Reduktion und Oxidation
3. Richtigstellen der „Halbreaktionen“
Atomsorte, deren Oxidationszahl sich verändert hat.
Angabe der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen.
Richtigstellen der übrigen Atomsorten ohne Veränderung der Oxidationszahl.
H (+I) und O (-II):
i)
In saurer Lösung: H+/H2O
In basischer Lösung: OH-/H2O
ii)
Kontrolle der Halbreaktionen: Ladungen vor und nach der Reaktion müssen gleich sein.
2
Erweitern der Halbreaktionen auf gleiche Elektronenzahl und anschließende Addition.
3
„Kosmetik“: streichen der Stoffe, die auf beiden Seiten der Gleichung auftreten und eventuell
ergänzen der Gegenionen.
Beispiele
(1) (Kalium)permanganat reagiert mit Salzsäure:
+VII –II
4
MnO
+I –I
+II
+ HCl
→
0
2+
Mn
+
Cl2
Red: MnO4-+ 5e-+ 8 H+→ Mn2++ 4 H2O /.2
Ox: 2 HCl
→Cl2+ 2 e-+ 2 H+
/.5
2 MnO4-+ 10 HCl+ 16 H+
→
2 MnO4-+ 10 HCl+ 6 H+
+2 K+
+6 Cl-
→
2 Mn2++ 8 H2O+ 5 Cl2+ 10 H+
2 Mn2++ 8 H2O+ 5 Cl2
+2 K+ +6 Cl-
Die Reduktion ist die Grundgleichung der Manganometrie.
(2) Iod reagiert mit (Natrium)thiosulfat
0
II -II
-I
2,5 -II
I2 + S2O32- → I- + S4O62Red: I2 + 2 e- → 2 IOx: 2 S2O32→ S4O62- + 2 eI2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O624 Na+
4 Na+
Wichtige Reaktion bei der Iodometrie
99
KAPITEL 6
DAS ERSTE JAHR
6.2
Die Spannungsreihe
Taucht man ein Metall (z.B Zink) in die Salzlösung eines edleren Metalls (z.B. Cu2+-Lösung)
so werden an der Grenzfläche Elektronen ausgetauscht. Durch einen geeigneten
Versuchsaufbau können diese Elektronen nutzbar gemacht werden.
Die gemessene Spannung ∆ E ist
ein Maß für die Reaktionsfreudigkeit der Stoffe. Es können
aber nur Spannungsunterschiede
gemessen werden. Um alle
Redoxpaare
miteinander
vergleichen zu können hat man
die Standardwasserstoff-Halbzelle (H+ - Säure mit pH = 0 /H2 mit p = 1bar an Platinelektrode) als Bezugpunkt gewählt.
Das (nicht messbare) Potential E° dieser Zelle wurde 0 gesetzt. Die gemessene Potentialdifferenz zwischen der Standarwasserstoffhalbzelle und einer anderen Halbzelle (c= 1 mol/L,
p=1 bar, T=298 K) – wird dann wie das Standardpotential E° dieser Zelle genannt.
Cu-Halbzelle
Zn-Halbzelle
freiwillige Reaktion: Cu2+ wird reduziert
freiwillige Reaktion: Zn wird oxidiert
Vereinbarungsgemäß gibt man bei freiwilligen Reaktionen ∆E° mit einem positiven
Vorzeichen und bei erzwungen Redoxreaktionen mit einem negativen Vorzeichen an. In der
Spannungsreihe werden die konjugierten Redoxpaare OM/RM - also nach der Reduktion angeschrieben. Systeme die mit der Standardwasserstoffelektrode reduziert werden erhalten
ein positives Vorzeichen, die die oxidiert werden erhalten ein negatives Vorzeichen.
Berechnung der Standardpotentialdifferenz von beliebigen Halbzellenkombinationen:
Kupfer-Zink-Zelle
Red: Cu2+ + 2 e- → Cu
E° =
0,35 V
2+
Ox: Zn → Zn + 2 e
E° = - (- 0,76 V)
Potentialdifferenz ∆E° = 1,11 V
Silber-Kupfer-Zelle
Red: 2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag
E° = 0,80 V
2+
E° = - 0,35 V
Ox: Cu → Cu + 2 e
Potentialdifferenz ∆E° = 0,45 V
Um die Potentialdifferenz bei beliebiger Konzentration und Temperatur zu berechnen
benötigt man die Nernstsche Gleichung.
100
KAPITEL 6
DAS ERSTE JAHR
6.3
Die Nernstsche Gleichung
Um ein Standardpotential E0 aus der Spannungsreihe auf andere Bedingungen als die
Standardbedingungen umrechnen zu können, benötigt man die Nernstsche Gleichung:
E = E0 −
R⋅T
⋅ ln Q
z⋅F
R=8,314 J/K‧‧mol (!)
T…Temperatur in Kelvin
z…Anzahl der Elektronen
F…Faraday-Konstante 96485 As
Der Reaktionsquotient Q wird ähnlich wie das Massenwirkungsgesetz formuliert, nur werden
hier die Momentankonzentrationen eingesetzt statt den Gleichgewichtskonzentrationen. Für
Feststoffe und Wasser wird die Konzentration gleich 1 gesetzt.
Beispiel: Berechne das Potential von Cu2+|Cu bei c(Cu2+) = 0,01 mol/L und T = 5°C !
Cu2+ + 2e- → Cu
E° = 0,35 V
E = E 0 ( Cu 2+ | Cu ) −
R⋅T
c( Cu )
8,314 ⋅ 278
1
⋅ ln
= 0,35 −
⋅ ln
= 0, 29 V
2+
z⋅F
c( Cu )
2 ⋅ 96485
0,01
Da oft nur eine Umrechnung der Konzentrationen notwendig ist, werden häufig alle
Konstanten zusammengezogen und auch gleich der ln durch den lg ersetzt.
Für die allgemeine Halbgleichung
0,059
RM
gilt damit
⋅ lg
OM + z e- ⇌ RM
E = E0 −
z
OM
Sehr ähnlich zur Nernstschen Gleichung für Einzelpotenziale ist die Gleichung für
Potenzialdifferenzen:
∆E = ∆E 0 −
R⋅T
⋅ ln Q
z⋅F
Beispiel: Fast verbrauchtes Daniell-Element mit c(Zn2+)=2 mol/L und c(Cu2+)=0,01 mol/L.
Berechne ∆E für diese Zelle bei 25°C !
Cu2+ + Zn ⇌ Cu + Zn2+
∆E = ∆E 0 −
∆E0 = +1,11 V
R⋅T
c( Cu ) ⋅ c( Zn 2+ )
8,314 ⋅ 298
1⋅ 2
⋅ ln
= 1,11 −
⋅ ln
= +1,04 V
2+
z⋅F
c( Cu ) ⋅ c( Zn )
2 ⋅ 96485
0,01 ⋅ 1
Ermittlung der Gleichgewichtskonstanten:
Im Gleichgewicht ist ∆E=0 und aus Q wird K:
0 = ∆E 0 −
R⋅T
R⋅T
ln K oder auch ∆E 0 =
ln K
z⋅F
z⋅F
und damit umgeformt:
K =e
∆E0 ⋅z⋅F
R ⋅T
101
KAPITEL 6
DAS ERSTE JAHR
6.4
Elektrolyse
Auch bei der Elektrolyse gilt, dass das stärkste OM und das
stärkste RM reagieren. Bei wässrigen Lösungen ist daher zu
beachten, dass Wasser auch Reduktionsmittel bzw. Oxidationsmittel sein kann. Auch die Elektroden können an der Reaktion
beteiligt sein.
Die Spannung („Zersetzungsspannung Uz“), die notwendig
ist, um eine bestimmte Reaktion zu erzwingen, kann genauso
wie bei den freiwilligen Reaktionen berechnet werden
(∆E° < 0). In der Praxis benötigt man aber (meistens) eine
höhere Spannung. Dieser Spannungsmehrbetrag dient zur Überwindung der
Aktivierungsenergie und wird Überspannung genannt. Vor allen Dingen bei der
Abscheidung von Gasen an Graphitelektroden kann es zu einer starken Abweichung vom
theoretischen Abscheidungspotenzial kommen.
Beispiele: (in der Praxis wird zumeist mit einer höheren als der hier berechneten Spannung gearbeitet)
Elektrolyse einer CuCl2-Lösung an inerten Elektroden:
Katode: Cu
Anode: Cl2
Uz = - 1,01 V (allerdings besitzt auch Cl2 eine Überspannung)
Elektrolyse einer NaCl-Lösung an inerten Elektroden:
Katode: H2
Anode: Cl2
Uz = - 2,76 V
Elektrolyse einer Na2SO4-Lösung an inerten Elektroden:
Katode: H2
Anode: O2
Uz = - 3,3 V
Die Masse bzw. das Volumen der abgeschiedenen Stoffe kann man nach dem FaradayGesetz berechnen (siehe Kasten rechts):
Nach welcher Zeit hat sich bei der
Aluminiumelektrolyse 1 t Aluminium abgeschieden,
wenn mit einer Stromstärke von 140000 A
gearbeitet wird?
t=
m .z.F 10 6 .3.96487
=
= 76576,98 s = 21, 27 h
M.I
27.140000
Berechne das Volumen von Wasserstoff, das im
hoffmannschen Apparat gebildet wird. Die
Stromstärke beträgt 1 A, die Elektrolysendauer 5
min, der Luftdruck 1 bar und die Temperatur 25°C.
I.t
1.300
= 24 ,77.
= 0,038 L
V = VM .
z.F
2.96487
Faraday-Gesetz
m = M.
I.t
.η
z.F
V = VM .
I.t
.η
z.F
F…Faradaykonstante 96487 As
(ç Ladung von 1 mol e-)
z…Anzahl der umgesetzten eI…Stromstärke in A
t…Zeit in s
η…Stromausbeute = Verluste
durch Nebenreaktionen
102
ÜBUNGEN 6
DAS ERSTE JAHR
Übungsaufgaben 6
Radioaktivität
Lies in Deinem Chemie-Buch das Kapitel Radioaktivität.
Löse die im Buch angeführten Übungsaufgaben.
6.1. Allgemeine und physikalische Chemie
Das Atomverhältnis von 14C zu Gesamt-C ist aus der Aktivität von 1 g Kohlenstoff zu
berechnen:
Die Aktivität A beträgt 15,3 Zerfälle pro Minute für 1 g C aus lebender Materie; die
Halbwertszeit des Nuklids 14C beträgt 5730 Jahre.
Dabei sind folgende Formeln zu benützen:
Halbwertszeit τ = ln2 / λ
(λ = Zerfallskonstante)
Aktivität A = λ . N
(N = Anzahl der Atome)
6.2. Allgemeine und physikalische Chemie
Es gibt 4 radioaktive Zerfallsreihen; 2 davon werden hier behandelt:
Die Uran-Reihe zeigt nur α- und ß--Zerfälle; sie beginnt mit dem Nuklid 238U und endet mit
dem stabilen 206Pb.
Die Neptunium-Reihe zeigt ebenfalls nur α- und ß--Zerfälle; sie beginnt mit dem Nuklid
237
Np und endet mit dem stabilen 205Tl.
* Wieviel α-Zerfälle führen vom 238U zum 206Pb?
* Wieviel ß-Zerfälle führen vom 238U zum 206Pb?
* Entwerfen Sie für beide Zerfallsreihen je eine allgemeine Formel, die die Nukleonenzahl
der zur jeweiligen Reihe gehörenden Nuklide angibt.
☺
6.3. Von einem Metall werden aus seiner Salzlösung bei 10 A innerhalb von 4135 s (100%ige
Stromausbeute angenommen) 7,43 g abgeschieden. Um welches Metall handelt es sich?
(Begründung mit Rechnung)
6.4. 2 Silberelektroden sind in einem galvanischen Element vereinigt und mit einem Voltmeter
verbunden. Beide Elektroden tauchen in je 100,0 mL Silbernitratlösung (c = 0,005 mol/L).
Nach Zugabe von 20 mL Ammoniak-Lösung (c = 0,1000 mol/L) in den einen
Elektrodenraum zeigt das Voltmeter die Spannung 192 mV (T = 298 K).
a) Berechnen Sie die Konzentrationen an Ag+, NH3 und des entstandenen Komplexes
[Ag(NH3)2]+ nach der Ammoniak-Zugabe.
b) Berechnen Sie daraus die Gleichgewichtskonstante für die Komplexbildung.
6.5. Eine Probe enthält ein Gemisch von kristallinem Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat,
Natriumchlorid und Kaliumchlorid. Sie besitzt eine Masse von 60,00 g.
Nach dem Auflösen in Wasser wird genau die Hälfte der Probe einer Elektrolyse bei ca. 2 V
unterworfen. Man elektrolysiert
mit einer Stromstärke von 0,8 A bei 100%iger
Stromausbeute. Nach 80 Minuten und 25 Sekunden ist eine weitere Elektrolyse nur bei stark
erhöhter Spannung möglich.
103
ÜBUNGEN 6
DAS ERSTE JAHR
Der zweiten Probenhälfte werden 840 ml AgNO3-Lösung (c = 0,5 mol/l) zugesetzt. Nach
dem Abfiltrieren des Niederschlages führt man in das Filtrat eine Kupferplatte ein. Nach
Abschluss der Reaktion haben sich an der Kupferplatte 2,157 g Silber abgeschieden.
a) Schreibe die Reaktionsgleichungen an.
b) Berechne die Zusammensetzung des Gemisches in Massenprozent.
6.6. Aus einer Metallchloridschmelze MeCl2 werden elektrolytisch in 1h 20min. bei einer
Stromstärke von 10A 6,05g Metall abgeschieden.
a) Um welches Metall handelt es sich?
b) Welche Spannung liefert ein galvanisches Element, das aus dem Redoxsystem der im Salz
enthaltenen Elemente besteht? (Standardbedingungen)
c) Wie ändert sich diese Spannung, wenn die Konzentration der Metallsalzlösung auf
0,01 mol/L verdünnt wird?
6.7. Aus 1600 kg Steinsalz entstehen in einer Elektrolyseanlage 875 kg Chlor, Natronlauge und
Wasserstoff.
a) Berechnen Sie den Reinheitsgrad des Steinsalzes.
b) Schreiben Sie die Elektrodenreaktionen an.
c) Berechnen Sie das anfallende Volumen Wasserstoff (für Normalbedingungen) und die
Natriumhydroxid-Masse.
Die zur Abscheidung der Na-Ionen erforderliche elektrische Energie wird beim AmalgamVerfahren um den Betrag der bei der Amalgam-Bildung entstehenden Energie vermindert.
d) Berechnen Sie, um wie viel das Abscheidungspotential des Na verringert wird, wenn die
freie Bildungsenthalpie eines Na-Amalgams mit einem Na-Gehalt von 0,01% 90 kJ/mol
beträgt.
6.8. Zur Verfügung stehen: ein Silberdraht, ein Nickelblech, eine Silbernitrat-Lösung (c = 1
mol/dm³) und eine Nickelnitrat-Lösung (c = 1 mol/dm³).
Zwischen welchen Reagenzien kann nun eine Redoxreaktion ablaufen? Geben Sie die
Reaktionsgleichung an. Wie groß ist die Spannung, wenn man diese Reaktion in zwei durch
eine semipermeable Wand getrennten Halbzellen ablaufen läßt?
6.9. Zwei Elektrolysezellen sind in Serie geschaltet. Die eine enthält Ag+ und eine Katode aus Ag,
die andere Cu2+ und eine Katode aus Cu. Zu Beginn der Elektrolyse ist die Masse der CuElektrode um 300 mg größer als die der Silberelektrode. Nach welcher Zeit sind die Massen
der beiden Katoden gleich, wenn die Stromstärke 0,5 A und die Stromausbeute 100%
betragen?
6.10. Eine LeClanché Trockenbatterie arbeitet nach folgenden chemischen Vorgängen:
(I) Oxidation von Zn
(II) Reduktion von Mangan(IV)-oxid in einem Ammoniumchloridelektrolyten, wobei ein
gemischtes Mn(III)-hydroxid-oxid entsteht.
a) Stellen Sie die beiden Halbgleichungen der Reduktion und Oxidation sowie die gesamt
Redoxgleichung auf.
b) Die Spannung, die ein solches Element liefert, beträgt bei Standardbedingungen 1,26 V.
Wie groß ist das Standardreduktionspotential der Manganreaktion? E° (Zn/Zn2+) = 0,75 V
c) Wie viel Ah sind pro g Mn(IV)-oxid zu erwarten?
d) Wie groß sind ∆G und K für die Reaktion bei Standardbedingungen?
104
ÜBUNGEN 6
DAS ERSTE JAHR
6.11. Eine Verbindung A enthält 1,20% Wasserstoff, 42.00% Chlor und den Rest Sauerstoff.
Dieser Stoff ist eine Säure. Mit einem Stoff B entsteht daraus ein Salz C, das als
Unkrautvertilgungsmittel bekannt ist und das die Flamme gelb färbt. Bei der Reaktion von A
mit B bildet sich auch 1 mol Wasser.
C ergibt mit einem Stoff D, einem gelben Pulver, einen Stoff E und einen Stoff F. E ist ein
wichtiges Nahrungs- bzw. Würzmittel und F ergibt mit Wasser zusammen eine bekannte
Säure G, deren Molmasse 98,02 g/mol ist.
a)
b)
c)
d)
e)
Um welche Stoffe handelt es sich bei A, B, C, D, E, F, und G?
Schreibe die Reaktionsgleichungen von A mit B und von C mit D richtig an.
Um welchen Reaktionstyp handelt es sich bei der Reaktion von C mit D?
Wie viele Gramm F benötigt man zur Herstellung von 1 kg G?
Wie heißt der Vorgang, bei dem A mit B reagiert?
6.12. Die Analyse einer griechischen Münze wurde in folgender Weise durchgeführt:
(I) 1,5 g der Probe wurden mit konz. Salpetersäure versetzt, dabei bilden alle
Legierungsbestandteile außer Zinn lösliche Nitrate. Zinn bildet Zinn(IV)-oxid, das abfiltriert
und anschließend bis zur Gewichtskonstanz geglüht wird. Rückstand war 0,1779 g Zinn(IV)oxid.
(II) Die Lösung wurde mit Schwefelsäure versetzt und das Blei als Sulfat gefällt, getrocknet
und gewogen. Ergebnis: 0,1326 g Bleisulfat.
(III) Das in der Lösung verbleibende Kupfer (Cu2+ ) wurde durch Elektrolyse bei ca. 2,5 V
und einer Stromstärke von 0,1 Ampere abgeschieden. Die Zeitdauer bis zur vollständigen
Abscheidung betrug bei einer Stromausbeute von 90% 711 Minuten.
a) Wie viel Prozent Zinn enthält die Legierung?
b) Wie viel Prozent Blei enthält die Legierung?
c) Wie viel Prozent Kupfer enthält die Legierung?
d) Wie viel Prozent beträgt der nicht bestimmte Rest?
e) Formuliere die Redoxgleichung für die Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure
(es entsteht als Nebenprodukt ein braunes, giftiges Gas).
f) Wie lautet die Reaktion für die Abscheidung von Kupfer an der Katode?
6.13. Eine Ag/Ag+- und eine Cu/Cu2+-Halbzelle werden kombiniert.
Die Konzentrationen der Lösungen sind jeweils 1 mol/L.
a)Berechne die Spannung, die das obige galvanische Element liefert!
b)Welche der beiden Ionenkonzentrationen muss man verringern, wenn man die Spannung
erhöhen will? Begründe!
6.14. In einem Elektrolysegefäß befinden sich 5 Liter 1 molarer NiSO4- Lösung. Ein
Messingwürfel mit der Kantenlänge 12 cm soll mit Nickel überzogen werden. Es wird bei
einer Stromstärke vom 9 A , einer Stromausbeute von 97 % 5 h und 15 Minuten elektrolysiert
a)
b)
c)
d)
Wie viel g Ni werden auf dem Messingblock abgeschieden?
Wie viel g Ni-Kationen verbleiben im Elektrolysegefäß?
Wie groß ist die Schichtdicke der abgeschiedenen Ni-Schicht in mm?
Als welche Elektrode muss der Messingwürfel geschalten werden?
105
ÜBUNGEN 6
DAS ERSTE JAHR
e)
Welche Metallüberzüge könnten sich auf Grund der Spannungsreihe auf Kupfer von
selbst abscheiden ? Suche selbst 2 Beispiele, mit Gleichung.
Welche 3 Arten von chemischen Spannungquellen kennst Du?
Was lässt sich mit Hilfe der Nernstschen Gleichung berechnen?
f)
g)
6.15. Eine galvanische Zelle besteht aus einer Cu/Cu2+ -Halbzelle (Eo=0,335 V) und einer
Pb/Pb2+-Halbzellen (Eo= - 0,216V).
a) Wie groß ist die EMK der Zelle und Standardbedingungen (d.h. c der Lösungen 1mol/l,
Temp. 25oC)
b) Schreibe die Reaktiongleichung für die freiwillig ablaufende Reaktion auf und errechne
∆Go und K
c) Wie hoch ist die Konzentration an Pb2+, wenn die Konzentration an cCu2+=0,75 mol/l ist
und die gemessene EMK 0,601 V beträgt.
d) Die beiden Halbzellen enthalten je 100 ml Salzlösung der Konzentration 0,1 mol/l.
Zur Pb2+-Lösung wird nun 2g festes KCl gegeben. Wie groß wird der gemessene EMK-Wert
sein?
6.16. Ein Eisenblech mit l = 1,20 m und b = 40 cm (Dicke vernachlässigbar) soll galvanisch
verchromt werden. Es wird dabei in vernickelter Form als negativer Pol in eine Lösung
getaucht, die CrO3 und H2SO4 enthält.
Man elektrolysiert mit I = 864 A und einer Stromausbeute von 30 % 15 Minuten lang.
a) Schreiben Sie die Reduktionsgleichung für die elektrolytische Abscheidung an.
b) Wie dick ist der Chromüberzug?
ρ(Cr) = 7,14 g/cm³
6.17.
Bestimmen Sie die Koeffizienten der folgenden Reaktionsgleichungen:
Cr2O3 +
Na2CO3 +
K2CrO4 +
KI +
FeWO4 +
Na2CO3 +
BaO +
C ⇌
KNO3 ⇌
H2SO4 ⇌
K2SO4 +
O2 ⇌
BaC2 +
NaOH +
ClO2 +
NaNO3 +
(NH4)2SO4 ⇌
Na2CrO4 +
CO2 +
I2 +
Na2WO4 +
KNO2
Cr2(SO4)3 +
Fe2O3 +
H2O
CO2
CO
H2O2 ⇌
NaClO2 +
N2O +
O2 +
Na2SO4 +
H2O
H2O
6.18. Elektrochemie (25. LW)
a) Permanganat reagiert mit Nitrit im Basischen. Wie lautet die Formel des Mn-hältigen
Produktes nach der Reaktion?
o Mn2+
o MnO4-
o MnO2
o MnO(OH)
b) Wie ändert sich das Potential einer Ga/Ga3+-Halbzelle bei 25°C, wenn c(Ga3+) auf
1/1000 seines ursprünglichen Wertes gesenkt wird?
o ±0,0 mV
o -60 mV
o -30 mV
106
o +60 mV
ÜBUNGEN 6
DAS ERSTE JAHR
c)
Eine organische Verbindung R-CH2-NO2 wir elektrolytisch zu einer anderen N-hältigen
Substanz reduziert. Dabei werden für 0,010 mol der Verbindung 5790 As zur Reduktion
benötigt. Welches Produkt entsteht?
o R-CH2-NH2
6.19.
o R-CH2-NO
o R-CH2-NHOH
o R-CH=NOH
Elektrochemie (27. LW)
a) Eine einfache Elektrolyse
Eine wässrige Lösung eines Titansalzes wurde für 1,5 Stunden mit einem Strom von 2,5 A
elektrolysiert, wobei sich an der Katode Titan abschied. Die Stromausbeute der Elektrolyse
betrug 100%. Die Masse der Katode wurde vor und nach der Elektrolyse gemessen, wobei
man die Werte 32,876 g und 35,114 g erhielt.
In welcher Oxidationszahl lag das Titan in dem Salz vor? Beweise rechnerisch!
b) Die Bleielektrode
4 g reines Bleisulfat werden in 150 mL Wasser gegeben und solange gerührt, bis sich das
Lösungsgleichgewicht über dem Bodensatz eingestellt hat.
Danach werden eine Blei- und eine Referenzelektrode (EoRef = 0,237 V) in die Lösung
getaucht. Man misst bei 298 K eine Spannung von ∆E = 0,478 V.
b1) Welche der beiden Elektroden hat das niedrigere Potenzial?
b2) Welche Elektrode ist die Katode, welche die Anode?
b3) Berechnen Sie das Löslichkeitsprodukt von PbSO4.
Die Portion Bleisulfat wird nicht in Wasser sondern in 150 mL Schwefelsäure (pH = 3,0)
gegeben. Nehmen Sie an, die Schwefelsäure ist vollständig protolysiert.
b4) Welche Spannung zwischen der Blei- und der Referenzelektrode ist zu erwarten?
6.20.
a)
Allgemeine und physikalische Chemie
Festes NH4NO3 löst sich in Wasser bei 25oC freiwillig auf, es verringert sich dabei die
Temperatur der Lösung. Welche der folgenden Vorzeichenaussagen für ∆H und ∆S des
Lösungsvorgangs sind richtig?
o ∆H:-; ∆S:o ∆H:+; ∆S:o ∆H:+; ∆S:+.
o ∆H:-; ∆S:+
b) Das Redoxpotential einer Ag/Ag+-Elektrode mit c(Ag+)=0,1 mol/l beträgt
o 0,80V
o 0,74V
o 0,86V
o 0,92V
c)
Die Zahl der in 200 ml einer NaCl-Lösung der Konzentration c=2,0 mol/l enthaltenen
Ionen ist
o 1,2⋅1024
o 4,8⋅1023
o 2,4⋅1023
o 6⋅1023
107
ÜBUNGEN 6
DAS ERSTE JAHR
6.21. Die Silberelektrode (30. LW)
Im vorliegenden Fall betrachten wir eine galvanische Halbzelle, in dem das Potenzial durch
das Redoxpaar Ag+/Ag bestimmt wird. Vereinfachend kann angenommen werden, dass die
Aktivitätskoeffizienten aller beteiligten Spezies als Eins angenommen werden können.
In der folgenden Abbildung sind 4 solche Halbzellen, die sich jedoch leicht voneinander
unterscheiden, gezeichnet. Neben den angegebenen Spezies ist nur Wasser in den Halbzellen
enthalten. Die Temperatur beträgt 20,0°C.
Ag
Ag
(i)
(ii)
AgCl(s)
[Ag+]=[NO3-]=0,10 M
a)
Ag
Ag
(iii)
(iv)
AgCl(s); [K+]=[Cl-]=0,10 M
AgCl(s)+AgBr(s)
Schreiben Sie einen allgemeinen Ausdruck für das Potenzial einer Silberelektrode an.
b) Berechnen
Sie
die
Potenziale
der
Halbzellen
(i),
(ii),
(iii)
und
(iv).
Eo(Ag+/Ag) = 0,799 V
6.22. Kreuzworträtsel
Ermitteln Sie durch Einsetzend der waagrechten Begriffe das im senkrechten Rahmen
stehende Lösungswort, das der Name eines bedeutenden Forschers ist.
1. Entdecker des Radiums
2. SI-Einheit der Radioaktivität
3. Antiteilchen der Elektronen
4. Teilchen der Masse 4
5. Maßeinheit der Äquivalentdosis
6. Feinstrukturteilchen von Nukleonen
7. Erbauer des ersten Kernreaktors
8. Elektromagn. Welle als Teilchen
9. Von W. Pauli postuliertes Teilchen
10. Tochterprodukt des Radiums
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
108
ÜBUNGEN 6
DAS ERSTE JAHR
109
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
7. Organische Chemie – (Nachweis)reaktionen
In diesem Kapitel wird nur auf die wichtigsten Reaktionsarten eingegangen. Einige
der hier angeführten Nachweisreaktionen, werden aufgrund der Gefährlichkeit der
Substanzen im Schullabor nicht mehr durchgeführt. Diese Nachweisreaktionen sind
aber häufig auch Hinweise bei theoretischen Beispielen
7.1.
Kohlenwasserstoffe
7.1.1. Alkane
Eigenschaften:
• brennbar
• bis 4 C-Atome gasförmig
• ab ca. 20 C-Atome fest
• reaktionsträge (außer
Verbrennung)
• unpolar ⇒ nicht mit
Wasser mischbar
Primäres C-Atom
Eine C-C Bindung
Sekundäres C-Atom
Zwei C-C Bindungen
Tertiäres C-Atom
Drei C-C Bindungen
R CH3
R
R CH2
R
R CH
R
R
Quartäres C-Atom
Vier C-C Bindungen
R C R
R
Reaktionen:
• Verbrennung
• Halogenierung: Radikalische Substitution SR (Radikal: Atom oder Atomgruppe
mit einem ungepaarten e-)
Kettenstart:
Kettenreaktion:
Kettenabbruch:
[F2 – explosiv
UV-Licht
Cl-Cl
Cl· + CH4 →
·CH3 + Cl2 →
·CH3 + ·Cl →
Cl2- gut
Cl· + ·Cl
H-Cl + ·CH3
Cl-CH3 + ·Cl
Cl-CH3
Br2 – schlecht
I2 – zu reaktionsträge]
Bei verzweigten Alkanen wird vor allem der Wasserstoff am tertiären C-Atom
substituiert; diese Stelle lässt sich auch von Brom angreifen.
+ Br2
Br
+ HBr
Nachweis:
Direkter Nachweis schwer möglich (Ausschlussverfahren)
Hinweise aufgrund der Eigenschaften
· nicht wasserlöslich
· reagiert nicht mit üblichen Nachweisreagenzien
· brennbar ⇒ gelbe, eventuell schwach rußende Flamme
110
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
7.1.2. Cycloalkane
Unterscheidung zu Alkanen im Schullabor nicht möglich; Theoretische Unterscheidung
aufgrund der Summenformel und/oder der Isomeriearten.
7.1.3. Alkene
Eigenschaften:
• brennbar
• nicht mit Wasser mischbar
• reaktionsfähig (Addition an Doppelbindung)
Reaktionen: Elektrophile Addition AE (wichtigste Reaktion)
Br
+
Br2
Br
Bei der Additon von Wasserstoffverbindungen geht der Wasserstoff (Elektrophil) an das
C-Atom mit der größeren Wasserstoffanzahl (Regel von Markownikow):
+
HBr
Br
Nachweise:
· nicht wassermischbar
· brennbar – mit gelber, eventuell rußender Flamme
· Entfärben von Bromwasser
Probe mit Bromwasser versetzen, gut schütteln, da Bromwasser mit dem Alken
nicht mischbar ist: gelblich → farblos
· „Verfärbung“ von Kaliumpermanganat
Probe mit violetter Kaliumpermangantlösung versetzen → bräunlich; KMnO4
oxidiert das Alken und wird selbst reduziert.
Konjugierte Diene (genau eine Einfachbindung zwischen den Doppelbindungen)
bevorzugen eine 1,4 Addition.
Br
+
Br2
Br
7.1.4. Aromaten
Eigenschaften:
• wasserunlöslich
• brennbar (stark rußende Flamme)
• reaktionsfähig
Hinweis: bei Summenformeln mit über 6 C-Atomen und einer geringen H-Atomanzahl liegt fast immer
ein Aromat vor.
111
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
Elektrophile Substitution SE
Reaktionen:
Der Benzenring lässt kaum Additionsreaktionen zu. Die Substitution wird durch
Katalysatoren (z.B.: Wasserfeies Aluminiumchlorid, Fe-Pulver) ermöglicht.
Br
+
Br2
Kat
+
HBr
Besitzt der Benzenring Seitenketten, so verhalten sich diese wie Alkane bzw. Alkene.
Bei gesättigten Seitenketten ist das
Reaktionsprodukt von den Bedingungen
abhängig. UV-Licht und hohe
Temperaturen begünstigen die
radikalische Substitution; niedrige
Temperaturen und ein Katalysator
begünstigen die elektrophile Substitution
(für die Position des Zweitsubstituenten
gibt es Regeln – siehe weiterführendes
Skriptum; eine häufig bevorzugte Position
ist die para-Stellung).
Merkregel:
SSS ⇒
KKK ⇒
Sonnenlicht,
Siedehitze
→ Seitenkette
Katalysator,
Kälte
→ „Kern“ (Aromat)
+
Br2
Kat
+
HBr
+
HBr
Br
Br
+
Br2
UV
Br
+
Br
Br2
Bei ungesättigten Seitenketten erfolgt fast ausschließlich die Addition an die
Doppelbindung in der Seitenkette.
Nachweise:
· nicht wasserlöslich
·
stark rußende Flamme
·
Umsetzung mit AlCl3/CHCl3:
2 mL Chloroform und 1 Spatel wasserfreies Aluminiumchlorid (soll zum Teil
an der Eprouvettenwand haften bleiben) mit einer Spatelspitze Probe
versetzen ⇒ Verfärbungen an der Eprouvettenwand
(Triphenylmethanfarbstoff).
3
+ CHCl3
AlCl3
CH
112
+
3 HCl
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
7.2.
Alkohole
Eigenschaften:
· flüssig (Wasserstoffbrücke)
· bis 3 C-Atome pro OH-Gruppe gut wasserlöslich („kurzkettige“ und
„mehrwertige“ Alkohole sind wasserlöslich)
· brennbar (kurzkettige mit bläulicher Flamme)
Reaktionen:
·
Alkenbildung:
bei hoher Temperatur und Anwesenheit eines wasserentziehenden Stoffes (z.B.
Schwefelsäure) erfolgt Wasserabspaltung innerhalb des Moleküls (häufig
unerwünschte Nebenreaktion):
R CH2
·
CH2 OH
+
H2O
H2 S O4
R O R + H2O
Esterbildung:
Abspaltung eines Moleküls zwischen Säure(-chlorid; -anhydrid) und Alkohol.
O
R C
·
R CH CH2
Etherbildung:
bei mäßiger Temperatur und Anwesenheit eines wasserentziehenden Stoffes (z.B.
Schwefelsäure) erfolgt Wasserabspaltung zwischen den Molekülen.
R OH + HO R
·
H2 SO4
+ HO R
H2 SO4
Cl
O
+
R C
HCl
O R
Oxidation unter Beibehaltung des C-Gerüsts:
Die Oxidation erfolgt nur mit starken Oxidationsmitteln z.B.: Kaliumdichromat
K2Cr2O7 in schwefelsaurer Lösung.
Reduktion: Cr2O72- + 6 e- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O)
orange
Oxidation:
Primärer Alkohol
Sekundärer Alkohl
Tertiärer Alkohol
grün
→
→
→
(Aldehyd)
→
Keton
nicht oxidierbar
Carbonsäure
Nachweis:
· Brennbar
·
Wasserlöslich → kurzkettig oder mehrwertig
·
Wasserunlöslich → langkettig
·
Cerammonnitrat-Reagenz (NH4)2Ce(NO3)6 in HNO3
0,5 mL Reagenz + 3 mL Deionat + 5 Tropfen Probe ⇒ Rotfärbung
Hinweise: Phenole (aromatische Alkohole) ergeben einen braunen Niederschlag
113
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
·
Eisen(III)-chloridlösung
Probe + 1-2 Tropfen 1% wässrige FeCl3-Lösung
Gesättigte aliphatische Alkohole reagieren nicht.
Ungesättigte aliphatische Alkohole (Enole) ⇒ blutrot
Wichtiger Nachweis für Phenole
·
Lukas-Reagenz (wasserfreies Zinkchlorid in konz. HCl)
Es dient zur Unterscheidung von primären, sekundären und tertiaren Alkoholen.
1 mL Probe + 6 mL Lukar-Reagenz werden gemischt, geschüttelt und 5 Minuten
stehengelassen (im Lukas-Reagenz lösen sich alle Alkohole bis zu 5 C-Atomen).
primär:
keine Reaktion; Lösung bleibt klar
sekundär:
Lösung ist zuerst klar, trübt sich aber nach 5 Minuten durch den
gebildeten unlöslichen Chlorkohlenwasserstoff.
tertiär:
sofortige Trübung
Die Reaktion mit Lukas-Reagenz ist eine nukleophile Substitution SN.
R
R C OH
+
HCl
R
ZnCl2
R C Cl
R
7.3.
+
H2O
R
Phenole
Eigenschaften:
· wasserlöslich:
· wasserunlöslich:
·
·
·
Phenole und Phenole mit mehreren OH-Gruppen
Phenole mit längeren Seitenketten oder größeren
aromatischen Systemen
schwache Säuren ⇒ löslich durch Salzbildung in NaOH
brennbar: stark rußende Flamme
1,2-Dihydroxybenzen (Brenzcatechin) und 1,4-Dihydroxybenzen (Hydrochinon)
sind gute Reduktionsmittel.
OH
O
Oxidation
OH
O
Nachweise:
·
Hinweise aufgrund der Eigenschaften
·
Cerammonnitrat-Reagenz: brauner Niederschlag
·
Eisen(III)-chlorid – Lösung
1 Tropfen bzw. eine Spatelspitze Probe in 5 mL Ethanol lösen und 1 – 2 Tropfen
einer 1%igen FeCl3-Lösung zugeben ⇒ blaue bis violette Färbungen
114
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
7.4.
Carbonylverbindungen – Aldehyde und Ketone
Eigenschaften:
· wasserlöslich: kurzkettige (bis ca. 3 C-Atome)
· brennbar
· viele Reaktionen möglich (weiterführendes Skriptum)
Nachweis für Aldehyde und Ketone:
·
2,4-Dinitrophenylhydrazin-Reagenz
3 mL Reagenz werden mit etwas Wasser verdünnt und mit 1-2 Tropfen der
flüssigen Probe (in Wasser oder Ethanol lösen) versetzt. Es entstehen gelbe bis
orange Niederschläge bei Anwesenheit von Carbonylverbindungen.
R
O2N
C O + H2 N NH
O2 N
R
NO2
R
C N NH
R
NO2 + H2O
Nachweise für Aldehyde:
·
Tollens – Reagenz (Silberspiegel)
Eine AgNO3 – Lösung wird mit 1 Tropfen NaOH versetzt; Zugabe von
verdünntem Ammoniak bis sich der Silberoxid-Niederschlag wieder auflöst. Das
Reagenz muss immer frisch zubereitet werden und allfällige Reste müssen
entsorgt werden (Gefahr der Bildung von explosivem Knallsilber).
Das Reagenz wird mit etwas Probe versetzt und erwärmt. Bei Aldehyden bildet
sich ein Silberspiegel.
2 Ag+ + RCHO + 2 OH- → 2 Ag + RCOOH + H2O
(Hinweis: Die reduzierend wirkenden Phenole gehen diese Reaktion auch ein; Unterscheidung
mit 2,4 – Dinitrophenylhydrazin)
·
Fehlingsche Lösung
Fehling I:
CuSO4 – Lösung
Fehling II:
NaOH + Kalium-Natrium-Tartrat-Lösung
Man mischt gleiche Teile Fehling I und Fehling II (ca. 3 mL) und versetzt mit
wenig Probe. Nach dem Erhitzen bildet sich ein roter Niederschlag (Cu2O).
Manchmal bildet sich auch ein Kupferspiegel.
Bei aromatischen Aldehyden fällt der Test häufig negativ aus.
2 Cu2+ + RCHO + 4 OH- → Cu2O + RCOOH + 2 H2O
·
Schiffsches Reagenz (Fuchsinschwefelige Säure)
2 mL Reagenz werden mit einigen Tropfen Probe versetzt. Bei Anwesenheit von
Aldehyden erscheint eine rosa bis violette Färbung
Kohlenhydrate:
Alle Monosaccharide und viele Disaccharide (die Saccharose nicht) können
ebenfalls mit Tollens – Reagenz und Fehlingscher Lösung nachgewiesen
werden. Weiters sind die Mono- und Disaccharide gut wasserlöslich und
verkohlen beim Erhitzen.
115
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
7.5.
Carbonsäuren
Eigenschaften:
·
brennbar
·
wasserlöslich bis ca. 5 C-Atome
·
langkettige Carbonsäuren sind fest und waschsartig
·
wässrige Lösungen reagieren sauer
·
kurzkettige Carbonsäuren besitzen einen unangenehmen Geruch:
essigartig – ranzig
Reaktionen:
·
Salzbildung mit Laugen
Salze von Fettsäuren (= langkettig, unverzweigt, gerade C-Anzahl) sind Seifen:
RCOOH + NaOH → RCOO- + Na+ + H2O
·
Esterbildung: siehe Alkohole
Die Esterspaltung mit Natronlauge nennt man auch „Verseifung“
(Speisefette sind Ester zwischen Glycerol und Fettsäuren; beim Kochen mit
Natronlauge entsteht Seife)
·
Bildung von Säurechloriden:
O
O
+
R C
OH
·
SOCl2
Thionylchlorid
+ H2O +
R C
Cl
SO2
Bildung von Säureamiden: siehe Amine
Die Carbonsäurederivate sind reaktiver als die freie Säure; es ist daher die Bildung des
entsprechenden Derivats häufig der erste Schritt bei einer Synthese.
Nachweise für kurzkettige Carbonsäuren:
·
·
·
Geruch
wasserlöslich
pH-Wert
Nachweise für langkettige Carbonsäuren:
·
·
·
·
fast geruchlos
fest
wasserunlöslich
löslich in NaOH durch Sazbildung; beim Schütteln Schaumbildung (Seife)
116
KAPITEL 7
DAS ERSTE JAHR
7.6.
Amine
Eigenschaften:
· kurzkettige, mehrere Aminogruppen ⇒ wasserlöslich
·
reagieren basisch
·
fischartiger Geruch
·
gut löslich (auch langkettige) in Säuren
Reaktionen:
Amine bilden mit Carbonsäuren (-chloriden; -anhydriden) Amide
O
R
+ NH3
C
+HCl
NH2
primäres Amid
O
R
C
+ R
Cl
+
O
NH2
R
+ HCl
NH R
sekundäres Amid
O
R C
+ HCl
N R
R
R
C
NH
R
tertiäres Amid
7.7.
Aminosäuren
Grundbausteine der Proteine; in Proteinen kommen nur α-Aminosäure vor (α-Stellung = CAtom neben der Carboxylgruppe). Da die Aminogruppe basisch und die Carboxylgruppe
sauer wandert ein H+ von der Carboxylgruppe zur Aminogruppe und es entstehen
sogenannte „Zwitterionen“:
COONH3+ C
H
R
Eigenschaften:
·
Feststoffe
·
wasserlöslich
·
geruchlos
·
löslich in HCl und NaOH
·
Beim trockenen Erhitzen tritt Zersetzung ein, wobei Ammoniak entweicht ⇒
Nachweis mit angefeuchteten Indikatorpapier.
117
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
Übungsaufgaben 7
Kunststoffe
Lies in Deinem Chemie-Buch das Kapitel Kunststoffe.
Löse die im Buch angeführten Übungsaufgaben.
☺
7.1. Von 5 Glasflaschen A, B, C, D und E sind die Etiketten abgelöst worden. Diese sehen so
aus:
CHCl3
-----
C6H5OH
-----
CH3COONa
C6H5CHO
-----
-----
C3H7COOC2H5
-----
Der Festkörper aus Flasche A riecht bei Zugabe von HCl und anschließendem Erwärmen
nach Essig.
Der Stoff aus Flasche B reagiert sauer (pH = ca. 4) und weist „Spitalsgeruch“ auf.
C riecht betäubend und reagiert bei der Beilsteinprobe positiv.
Die Flüssigkeit D duftet nach gelber Ananas.
E hat „Mandelgeruch“ und reagiert mit 2,4-Dinitrophenylhydrazin.
Schreiben Sie den Buchstaben der Flaschen auf die Linie unter dem Etikett und benennen Sie
die Stoffe.
7.2. Von zwei Verbindungen A und B sind folgende Fakten bekannt:
1) Beide haben die Molmasse M=116 g/mol. Die Elementaranalyse für beide Substanzen
ergab 41,38% C, 3,45% H, der Rest ist Sauerstoff.
2) Die Lösungen beider Substanzen entfärben Bromwasser in völliger Dunkelheit.
3) Für beide Verbindungen gilt: Löst man 5,8 g zu 1 L Wasser, so braucht man für die
Titration von 10,00 mL der jeweiligen Lösung 10,00 mL NaOH der Konzentration
c(NaOH)=0,1 mol/L.
4) ρ(A)=1,625 Fp.(A)=287°C ρ(B)=1,590 Fp.(B)=130°C. Nur B ist aus sterischen
Gründen in der Lage, durch intramolekulare Wasserabspaltung zu einem Stoff C zu
zyklisieren.
5) Aus A werden durch protonen-katalysierten Umsatz mit Wasser zwei isomere Produkte D
und E gebildet, von denen nur E in der Natur, beispielsweise in Wein und Obst,
vorkommt.
a) Man gebe die gemeinsame Summenformel für A und B an!
b) Welche Informationen über die Struktur lassen sich aus den Angaben 2) bis 5) jeweils
herauslesen?
c) Zeichnen Sie die Strukturformeln der Substanzen A bis E und benennen Sie sie nach den
Regeln der IUPAC-Nomenklatur!
7.3. Eine unbekannte Substanz A reagiert mit Wasser zur Substanz B. Diese wird zuerst
vorsichtig zu C und dann weiter zu D oxidiert. D ist eine wichtige organische Säure und
reagiert mit B zu einer neuen Substanz E. die Elementaranalyse für E ergab 54,54%C und
9,09% H, der Rest ist Sauerstoff. C ist eine Flüssigkeit von charakteristischem stechendem
Geruch, die in basischem Milieu zu einer bifunktionellen Verbindung F reagiert. Diese ergibt
durch Wasserabspaltung die Substanz G.
118
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
a) Ermittle die Konstitutionsformeln und Namen der Substanzen A bis G
b) Um welchen Reaktionstyp handelt es sich bei der Reaktion von
(1) D nach E
(2) C nach F
c) Welche Substanzen benötigt man für die Reaktion von
(1) B nach C und D
(2) D nach E
7.4. Nachstehend sind die Formeln von 30 organischen Verbindungen angegeben. Für 20 dieser
Verbindungen sind die unten angeführten Hinweise gegeben. Ordne die richtige Nummer der
jeweiligen Verbindung dem entsprechenden Hinweis zu.
 ...Diese Verbindung ist das Diamid der Kohlensäure.
 ...Ein wichtiger dreiwertiger Alkohol der Bestandeil der Fette ist.
 ...Hauptbestandteil des Erdgases. Unter anderem sorgen Kühe und Schafe auch dafür, daß
von diesem Treibhausgas immer mehr in der Luft ist (derzeit 1,3 ppm).
 ...Angeblich verleiht es Flügel; manche werden zu einer "blauen Sau".
 ...Normtreibstoff für Dieselkraftstoffe (Cetanzahl=0).
 ...Zwischenprodukt beim Säureamidabbau nach Hoffmann.
 ...Im I. Weltkrieg als Kampfstoff der "Gelbkreuzgruppe" ein trauriges Kapitel
Chemiegeschichte.
 ...Entsteht beim Erhitzen von Chloressigsäure mit wäßriger Natriumnitritlösung.
 ...Als 5-8 %ige Lösung in praktisch jeder Küche zu finden. (wird meist aus billigem Wein
erzeugt).
 ...Als Zwischenschicht macht dieser Kunststoff Gläser splittersicher. Man kann aber auch
Blinkleuchten, Rückstrahler und ähnliche Dinge daraus machen.
 ...Mit Phthalsäureanhydrid erhitzt entsteht daraus die lactoide (farblose) Form eines sehr
bekannten Indikators.
 ...Ein wasserlösliches Vitamin, das reichlich in Zitrusfrüchten, Beeren, Kiwi...enthalten ist.
 ...Bestandteil der DNS.
 ...Das Tetranitrat dieser Verbindung ist ein wichtiger Sprengstoff.
 ...Diese bei 188o C siedende hochgiftige, cancerogen wirkende Flüssigkeit ist ein wichtiges
Methylierungsmittel.
 ...War früher in Vergaserkraftstoffen enthalten um die Klopffestigkeit zu erhöhen.
 ...Entsprechend versponnen können daraus durchaus reizvolle Wäschestücke gefertigt
werden.
Begonnen hat´s weniger erotisch - im II. Weltkrieg machte man daraus Fallschirme.
 ...Eine weit verbreitete Pflanzensäure die reichlich in Rhabarber enthalten ist.
Urtitersubstanz in der Permanganometrie.
 ...Mit Benzen und wasserfreiem AlCl3 als Katalysator umgesetzt entsteht daraus
Acetophenon.
 ...Nicht frei isolierbare Verbindung die bei der alkalischen Hydrolyse von Chloroform
entsteht.
119
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
1)
CH3-CH2-NO2
2)
Cl C-CH(OH)
3
2
OH
3)
4)
NH-CO-(CH2)4-CO-NH-(CH2)6
5)
6)
CH -NO
3
2
CN
C CH2
COOR
7)
CH3
C CH2
8)
COOCH3
n
n
CH2 NH2
10) CH2 SO3H
CO
9)
n
OH
11)
CH2OH
OH O
H
13)
CH3COOH
O
12)
CHO
14)
H
OH
OH
HOH2C
15)
16)
HOH2C
C
17)
CH2OH
CHO
H C H
CH2OH
H C OH
H C OH
CH2OH
CH3
18)
21)
19)
R-N=C=O
NH2
C O
22)
CH4
:CCl2
20)
23)
Cl-CH2-CH2-S-CH2-CH2Cl
NH2
COOH
24)
Pb(C2H5)4
27)
CH2OH
CHOH
25)
COOH
OH
30)
26)
NO2
28)
CH2OH
COOH
O
29)
(H3C)2SO4
120
CH3
C
Cl
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
7.5. Eine Synthese der Citronensäure (3-Carboxy-3-hydroxypentandisäure) kann man von Propen
ausgehend in einigen Stufen durchführen.
Folgende Chemikalien kommen dabei zum Einsatz: Wasser, HCN, KCN, Brom und ein
Oxidationsmittel.
Als Zwischenprodukte treten unter anderem Propanon (Aceton), weiters eine Verbindung
mit 16,65%C, 1,85%H, 7,4%O und 74,1%Br (zeigt nur ein einziges 1H-NMR-Signal) sowie
die Verbindung
COOH
CH2Br
auf.
C
CH2Br
OH
Legen Sie die Reihenfolge der Reaktionsschritte fest und formulieren Sie die Gleichungen
dazu. Geben Sie bei den Umsetzungen mit HCN, KCN und Brom auch den jeweiligen
Reaktionsmechanismus an.
7.6. Kreuzen Sie die richtigen Aussagen an!
Kohlenwasserstoffe sind wasserunlöslich!
Kohlenwasserstoffe sind brennbar!
Ungesättigte Kohlenwasserstoffe enthalten eine oder mehrere Doppelbindungen!
Ungesättigte Kohlenwasserstoffe zeigen Substitutionsreaktion!
Alle aromatischen Kohlenwasserstoffe riechen gut!
Acetylen (Ethin) ist eine übelriechende Flüssigkeit!
Alle Alkohole sind wasserlöslich!
Primäre und sekundäre Alkohole lassen sich oxidieren!
Phenole sind oxidierbar!
Carbonsäuren können oxidieren!
Ester bilden sich durch Addition von Alkoholen an Carbonsäuren!
Aminosäuren sind wasserlöslich!
DNA ist ein Polynucleotid!
Fette sind Ester!
Kohlenhydrate enthalten außer C und H noch O und N gebunden!
Thymin ist eine Pyrimidinbase, die in der RNA enthalten ist!
7.7. Die Elementaranalyse von 4 isomeren organischen Substanzen liefert folgende Werte:
64,81 % C; 13,6 % H; Rest Sauerstoff; M = 74 g/mol.
Alle 4 Isomeren reagieren mit Na unter Bildung von Wasserstoffgas.
Oxidiert man die nichtverzweigte Verbindung mit Kaliumdichromat und Schwefelsäure, so
entsteht zunächst die Verbindung B, die mit 2,4-Dinitrohphenylhydrazin und auch mit
Fehling-Lösung reagiert. Bei weiterer Oxidation entsteht die Verbindung C.
Wie heißen die 4 isomeren Verbindungen und welche Strukturformel besitzen sie?
Wie heißen die Verbindungen B und C? Geben Sie die Strukturformeln an.
Welches der 4 Isomeren ist zu einem Keton oxidierbar? Wie lauten Struktur und Name
des Ketons?
7.8. Gesucht ist die Formel eines wichtigen Rohstoffs (Substanz B) für die Kunststofferzeugung.
1 g dieser Substanz, die nur aus Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff besteht, liefert bei
der Verbrennung 2,1193 g CO2 und 0,3235 g Wasser.
Die molare Masse der Substanz beträgt 166,1332 g/mol.
121
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
a) Man bestimme die prozentuale Zusammensetzung und die Summenformel der
Verbindung!
b) Die gesuchte Substanz B wird aus einem C8-Aromaten durch Oxidation gewonnen.
Geben Sie die Strukturen der C8-Aromaten an! Von allen diesen Stoffen wird jener
(=Substanz A) zur Herstellung von B verwendet, dessen Strukturformel zwei auf einander
normal stehende Symmetrieebenen besitzt.
c) Bevor man technisch in der Lage war, B durch direkte Oxidation aus A zu erzeugen, führte
man eine Flüssigphasenoxidation durch. Dieses Verfahren liefert zunächst ein
Zwischenprodukt C, das ohne besondere Vorkehrungen nicht in B umgewandelt werden
kann. Führt man jedoch die Oxidation in Methanol als Lösungsmittel durch, so reagiert das
Zwischenprodukt C mit dem Lösungsmittel zu D weiter, wobei pro Mol C und Methanol ein
Mol H2O abgespalten wird. Die Weiteroxidation von D liefert nach Reaktion mit einem
weiteren Methanolmolekül schließlich E, den Dimethylester von B.
Geben Sie die Strukturformeln und Namen der Stoffe A bis E an!
7.9. Sarin ist eine hochgiftige Flüssigkeit, die kürzlich in Tokio eingesetzt wurde und deren
Dämpfe etliche Menschen getötet haben. Sie wirkt, indem sie die “Abregung” von Nerven
verhindert. Die Übererregung der Nerven verursacht den baldigen Tod der Opfer, weil Herz
und andere Organe der Dauerbelastung nicht standhalten.
Informationen:
1) Sarin ist ein Ester von 2-Propanol und Methylfluorphosphonsäure.
2) Sarin hat die Dichte ca. 1,1 g/cm³ .
3) 1 Sarintröpfchen hat ein Volumen von etwa 0,0465 ml .
4) Man hat bei der Sekte eine Menge Sarin gefunden, mit der man 30 Millionen Menschen
töten könnte.
5) 0,70 mg wirken für einen erwachsenen Menschen tödlich.
Gesucht:
a) Reaktionsgleichung mit Strukturformeln für die Bildung von Sarin aus den genannten
Stoffen.
b) Die molare Masse von Sarin.
c) Mit 1 Tropfen Sarin könnte man wie viele Menschen mit durchschnittlich 70 kg töten?
d) Welches Volumen an Sarin wurde bei der Sekte gefunden?
122
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
7.10. Anorganische (organische) Technologie (19. LW)
Im Zentrum des unten angegebenen Reaktionsschemas steht im eckigen Kästchen eine sehr
bekannte anorganische Verbindung (M = 98 g/mol). Es handelt sich um eine zähe, farblose,
hygroskopische und hochsiedende Flüssigkeit. Schreiben Sie in die freien eckigen und runden
Kästchen Summenformeln (bei organischen Verbindungen Strukturformeln).
Pyrit:
O ,1000°C
O ,500°C
2
2
O ,500°C
2
H O
O ,500°C
2
2 Kat.
H O
2
H O
2 2
H O
2
NaOH
Kat. H
2
Rohölfraktion
Oleum
Cu
25°C
+S, kochen
organisch
blau:
NaOH-Schmelze
250°C-300°C
organisch
HCl
konz. HCl
grün:
123
H O
2
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
7.11. 1,00 g einer aliphatischen, unverzweigten organischen Verbindung A mit einer
funktionellen Gruppe reagieren mit 0,5493 g KOH vollständig. Verbrennt man 500 mg von
A, so entstehen 1,077 g CO2 und 0,441 g H2O.
a) Gib die Molmasse und die Summenformel von A an !
Zu A gibt es eine große Zahl von möglichen Isomeren, eine davon ist die Verbindung A1.
Die Verbindung A1 enthält zwei benachbarte, gleiche funktionelle Gruppen in einem
Kohlenstoffgerüst ohne Seitenkette. Die Verbindung läßt sich mit KMnO4 oxidieren und
reagiert nicht mit H2.
b) Gib die Strukturformel von A1, den Namen des Oxidationsproduktes und seine
Strukturformel an !
7.12. Eine unbekannte Substanz A reagiert mit Wasser zur Substanz B. Diese wird zuerst
vorsichtig zu C und dann weiter zu D oxidiert. D reagiert mit B zu einer neuen Substanz E. C
ist eine Flüssigkeit mit charakteristischem, stechenden Geruch und tetramerisiert zu Ringen
F, die als Schlafmittel oder Trockenspiritus Verwendung finden. D ist eine wichtige
organische Säure. Die Elementaranalyse von E ergab 54,54% C und 9,09% H, der Rest ist
Sauerstoff. Finde die Strukturformeln und Namen der Substanzen A bis F.
7.13.
Synthese von 1-Phenyl-3-methylbutan-2-ol:
a) Gib die Strukturformel dieser Verbindung an.
Die Synthese von 1-Phenyl-3-methylbutan-2-ol benötigt 2 Bausteine 1 und 2:
ad 1: Die Verbindung A wird mit Kaliumdichromat einige Zeit gekocht, wobei langsam
Grünfärbung eintritt. A wird zu Verbindung B oxidiert. B reduziert Ag+-Ionen zu
metallischem Silber.
ad2: Eine Verbindung C (91,13% C, 8,69%H, sie verbrennt mit russender Flamme) wird in
der Siedehitze und bei UV-Bestrahlung mit Chlorgas umgesetzt, wobei D und als
Nebenprodukt HCl entstehen. Die Verbindung D setzt man mit Magnesiumspänen in Ether
um. Dabei entsteht E. Es handelt sich um eine Grignard-Verbindung.
Verbindung D wird nun nucleophil an B addiert; dabei entsteht die Verbindung F.
Abschließende Hydrolyse von F liefert das gewünschte Produkt 1-Phenyl-3-methyl-2-butanol
und als Nebenprodukt Mg(OH)Cl.
b) Welche Formeln (Summen- und Sturkturformeln) haben die Verbindungen A bis F?
c) Um welche Art von Reaktion handelt es sich bei der Umwandlung von C zu D?
124
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
7.14. Im folgenden Reaktionsschema sind die Strukturformeln der entsprechenden
Verbindungen in die Kästchen einzutragen. Für die Verbindung D ist der Ausschnitt aus der
Kette anzugeben.
+ Phenylmagnesiumbromid
Hydrolyse / - Mg(OH)Br
A
F
Oxidation
E
+NaOH
-NaBr
B
+ HBr
C
D
Polymerisation
Folgende Hinweise:
Die Verbindung A besteht zu 62,04 % Kohlenstoff, 10,41 % Wasserstoff und 27,55 %
Sauerstoff.
A ist ein sehr wichtiges, brennbares halogenfreies Lösungsmittel, das sowohl mit Wasser als
auch mit Ether unbegrenzt mischbar ist. Bei Zuckerkrankheit und nach längerem Fasten
kann die Substanz in Spuren im Harn enthalten sein.
C ist bei Zimmertemperatur und Normaldruck gasförmig und enthält weniger als 4 CAtome.
D ist ein wichtiger Kunststoff.
Zusätzlich sind folgende Fragen zu beantworten:
a) Wie lautet die Kurzbezeichnung für den Kunststoff D?
b) Nach welchem Reaktionsmechanismus muss die Reaktion von C nach B überwiegend
ablaufen?
c) Welchem Reaktionstyp ist die Reaktion von B nach E zuzuordnen?
125
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
7.15. 2 isomere Verbindungen A und B besitzen die Molmasse M = 130 g/mol.
Die Analyse ergab: 46,15 % C; 4,62 % H; 49,23 % O.
Sie unterscheiden sich jedoch in Schmelzpunkt und pKa-Wert: Fp.(A) = 91°C; Fp(B) =
202°C; pKa (A) = 2,42; pKa(B) = 3,10.
Zur Aufklärung ihrer Strukturen wurden folgende Reaktionen durchgeführt:
1. Beide entfärben Bromwasser und saure KMnO4-Lösung.
2. Beide verbrauchen bei quantitativer Hydrierung unter Normalbedingungen 172,4 ml H2
pro 1 g Verbindung.
3. 0,4524 g A oder B benötigen 69,6 ml NaOH (c = 0,1 mol/l) zur vollständigen
Neutralisation.
4. A oder B ergeben bei Ozonolyse und anschließender oxidativer Aufarbeitung die
Substanzen C und D.
C ist ein wichtiges anaerobes Stoffwechselzwischenprodukt.
D kommt in einigen Gemüsesorten vor und bildet ein schwerlösliches Ca-Salz.
Wie lautet die Summenformel von A bzw. B?
Geben Sie die Strukturen von A, B, C und D an.
Welche Reaktionen gibt A, hingegen B nicht?
Der Umsatz von A oder B mit Hbr ergibt je nach Bedingungen die Produkte E und F.
Geben Sie Strukturen von E und F an (mit Begründung der Bedingungen).
Wie heißt der Reaktionsmechanismus des obigen Umsatzes?
Welche stereochemischen Besonderheiten zeigen E und F?
Zeichnen Sie die Struktur eines Stereoisomeren in der Fischer-Projektion und
kennzeichnen Sie dieses nach der R/S-Nomenklatur.
7.16.
Kreuzworträtsel: erstelle dein eigenes Rätsel
126
ÜBUNGEN 7
DAS ERSTE JAHR
127
Säure-Base-Tabelle
pKS
4
HClO4/ClO
HBr/BrHCl/ClH2SO4/HSO4HNO3/NO3H3O+/H2O
H2SO3/HSO3HSO4-/SO42H3PO4/H2PO4HF/FHNO2/NO2HCOOH/HCOOCH3COOH/CH3COOH2CO3/HCO3HSO3-/SO32H2S/HSH2PO4-/HPO42NH4+/NH3
HCN/CNHCO3-/CO32HS-/S2HPO42-/PO43H2O/OHNH3/NH2OH-/O2CH4/CH3-
Spannungsreihe
-9,00
-6,00
-6,00
-3,00
-1,32
0,00
1,81
1,92
1,96
3,14
3,34
3,75
4,75
6,46
6,99
7,04
7,21
9,21
9,40
10,40
11,96
12,32
14,00
23,00
24,00
34,00
F2/FPb4+/Pb2+
H2O2/H2O
MnO4-/Mn2+
Au3+/Au
Cl2/ClCr2O72-/Cr3+
O2/H2O
Br2/BrNO3-/NO
Hg2+/Hg
O2/H2O pH=7
Ag+/Ag
Fe3+/Fe2+
O2/H2O2
I2/ICu2+/Cu
SO42-/SO2
H+/H2
Pb2+/Pb
Sn2+/Sn
Ni2+/Ni
Fe2+/Fe
pH=7
H2O/H2
Zn2+/Zn
Al3+/Al
Mg2+/Mg
Na+/Na
K+/K
Li+/Li
E°
+ 2,87 V
+ 1,80 V
+ 1,77 V
+ 1,51 V
+ 1,50 V
+ 1,36 V
+ 1,33 V
+ 1,23 V
+ 1,06 V
+ 0,96 V
+ 0,85 V
E=+0,82 V
+ 0,80 V
+ 0,77 V
+ 0,63 V
+ 0,58 V
+ 0,35 V
+ 0,20 V
+ 0,00 V
- 0,13 V
- 0,14 V
- 0,23 V
- 0,41 V
E= - 0,41V
- 0,76 V
- 1,66 V
- 2,27 V
- 2,71 V
- 2,92 V
- 3,02 V
Löslichkeitsprodukte
AgI
AgBr
Ag2CrO4
Ag2CO3
AgCl
Al(OH)3
BaCrO4
BaSO4
BaCO3
Ba(OH)2
Ca3(PO4)2
CaF2
CaC2O4
CaCO3
CaSO4
Co(OH)2
Cr(OH)3
Cu(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
MgCO3
Mg(OH)2
Mn(OH)2
Ni(OH)2
NiCO3
Pb(OH)2
PbCrO4
PbSO4
PbI2
PbCl2
SrCO3
SrSO4
SrCrO4
Zn(OH)2
ZnCO3
pKL
16
12,4
11,7
11,3
9,7
32
9,7
8,8
8,2
2,3
29
10,5
8,1
7,9
4,3
15,7
30
19
14
37
4,5
10,9
12,5
16
6,9
15,6
13,8
8
8
3,7
8,8
6,6
4,4
16
10
Komplexbildungskonstanten
pKBildung
AgCl2Ag(NH3)2+
Ag(S2O3)23AlF63Co(NH3)62+
Cr(OH)4- aus Cr(OH)3
- 5,4
- 7,1
- 13,6
- 23,7
Cu(NH3)42+
- 13,3
- 2,3
- 8,7
+ 1,8
- 9,6
+1
2+
Fe(SCN)
Ni(NH3)62+
PbCl3- aus PbCl2
Zn(NH3)42+
Zn(OH)42- aus Zn(OH)2
- 4,7
+2
Standardbildungsenthalpie und
Standardbildungsentropien
Wichtige Beziehungen
Konstanten und wichtige
Größen
Wichtige Beziehungen
Stöchiometrie und Gasgesetze
∆H°B
in
CGrafit
CDiamant
CH4 (g)
C2H2 (g)
C2H4 (g)
C2H6 (g)
C3H8 (g)
C4H10 (g)
C5H12 (g)
C6H14(g)
C6H6 (l)
C8H18 (l)
CH3OH(l)
C2H5OH(l)
CO(g)
CO2 (g)
Cl2 (g)
H2 (g)
HCl(g)
H2O(g)
H2O(l)
H2S(g)
N2 (g)
NH3 (g)
NO(g)
NO2 (g)
N2O4 (g)
N2O5 (g)
O2 (g)
S(s)
SO2 (g)
SO3 (g)
kJ.mol-1
0
1,9
-74,9
226,8
52,3
-84,7
-103,8
-124,7
-146,4
-167,2
83,0
-250,0
-201,3
-277,6
-110,5
-393,5
0
0
-92,3
-241,8
-285,8
-20,1
0
-46,1
90,4
33,8
9,7
-41,8
0
0
-296,9
-395,2
∆S°
kJ.mol-1.K-1
0,006
0,002
0,186
0,201
0,220
0,229
0,269
0,366
0,464
0,563
0,173
0,361
0,274
0,274
0,198
0,214
0,223
0,131
0,187
0,189
0,070
0,206
0,192
0,192
0,211
0,240
0,304
0,178
0,205
0,032
0,248
0,267
m Masse
g
m = M⋅n
M Molmasse
g/mol
Thermochemie
∆HR = Σn.HEndstoffe - Σn.HAusgangstoffe
n = c⋅V
n
Stoffmenge
mol
∆SR = Σn.SEndstoffe - Σn.SAusgangstoffe
V = VM⋅n
c
Konzentration
mol/L
p⋅V=n⋅R⋅T
V
Volumen
L
m = ρ⋅V
VM Molvolumen
L/mol
T = Temperatur in °C + 273,15
p
Druck
bar
Chemisches Gleichgewicht
n
p
x= i = i
n
p
R
Allgemeine Gaskonstante
R = 8,314 J.K-1.mol-1
T
absolute Temperatur
ρ
Dichte
∆n
1
 RT 

K X = K p .  = K c .
p
 p 
∆n
Säure-Base-Reaktion
pΘ Standarddruck
St. Säure: pH = - lg c0
To
Normaltemperatur
To = 273,15 K
Schw. Säure: pH = ½ (pKS – lg c0)
pH = pK S − lg
c 0( Säure )
c 0( Base )
Nichtkonj. 1:1-Puffer:
pH =
pK S1 + pK S 2
2
K
TΘ Standardtemperatur
TΘ = 298,15 K
Normaldruck
Konj. Puffer:
Elektrochemie
pΘ = 1 bar
po
Schw. B.: pOH = ½ (pKB – lg c0)
∆GΘ = -R⋅T⋅lnK
g/L
pH + pOH = pKS + pKB = 14
St. Base: pOH = - lg c0
∆G = ∆H - T⋅∆S
po = 1 bar
Qel Elementarladung
Qel =1,6022.10-19 A.s
F
Faradaykonstante
F = 96485 A.s.mol-1
NL Loschmidsche Zahl
NL = 6,02205.1023 mol-1
c Lichtgeschwindigkeit
c = 3.108 m/s
m = M.
I.t
.η
z.F
V = VM .
I.t
.η
z.F
∆E = ∆E Θ −
R⋅T
⋅ ln Q
z⋅F
1
18
1,01
4,00
1H
2He
Wasserstoff
EN 2,2
6,94
9,01
3Li
4Be
Lithium
Beryllium
EN 1,0
EN 1,5
22,99
24,31
11Na 12Mg
Natrium
Magnesium
EN 1,0
EN 1,2
39,10
19K
Kalium
40,08
3
4
44,96
20Ca 21Sc
87,62
37Rb 38Sr
10,81
Österreichische ChemieOlympiade
5
47,87
22Ti
50,94
23V
6
7
8
9
52,00
54,94
55,85
58,93
24Cr
25Mn 26Fe
Calcium
Scandium
Titan
Vanadium
Chrom
Mangan
Eisen
EN 0,9
EN 1,0
EN 1,2
EN 1,3
EN 1,5
EN 1,6
EN 1,6
85,47
14
13
2
88,91
39Y
91,22
40Zr
92,91
95,94
[97,91]
41Nb 42Mo 43Tc
10
58,69
12
63,55
12,01
7N
8O
9F
Stickstoff
Sauerstoff
Fluor
EN 3,1
EN 3,5
EN 4,1
26,98
28,09
30,97
32,07
35,45
55Cs
137,33
56Ba
Caesium
Barium
EN 0,9
EN 1,0
[223,02]
87Fr
[226,03]
88Ra
Francium
Radium
EN 0,9
EN 1,0
178,49
Hf
57-71 72
180,95
183,84
69,72
EN 1,8
101,07
102,91
106,42
107,87
73Ta 74W
190,23
75Re 76Os
192,22
77Ir
195,08
112,41
78Pt
196,97
72,64
114,82
[262,11]
[266,12]
[264,12]
[277]
[268,14]
200,59
74,92
118,71
50Sn
204,38
79Au 80Hg 81Tl
Hafnium
Tantal
Wolfram
Rhenium
Osmium
Iridium
Platin
Gold
EN 1,2
EN 1,3
EN 1,4
EN 1,5
EN 1,5
EN 1,6
EN 1,4
[261,11]
16S
[271]
EN 1,4
17Cl
78,96
18Ar
34Se
79,90
35Br
Gallium
Germanium
Arsen
Selen
Brom
EN 1,7
EN 1,8
EN 2,0
EN 2,2
EN 2,5
44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd 49In
186,21
15P
39,95
Aluminium
Silicium
Phosphor
Schwefel
Chlor
Argon
EN 1,5
EN 1,7
EN 2,1
EN 2,4
EN 2,8
Kupfer
EN 1,8
Neon
EN 2,5
14Si
20,18
10Ne
EN 2,0
29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As
EN 1,7
19,00
Kohlenstoff
Cobalt
EN 1,6
16,00
6C
65,41
Zink
Helium
17
Bor
Rubidium
Strontium
Yttrium
Zirkonium
Niobium
Molybdän
Technetium
Ruthenium
Rhodium
Palladium
Silber
Cadmium
Indium
Zinn
EN 0,9
EN 1,0
EN 1,1
EN 1,2
EN 1,2
EN 1,3
EN 1,4
EN 1,4
EN 1,5
EN 1,4
EN 1,4
EN 1,5
EN 1,5
132,91
14,01
27Co 28Ni
Nickel
16
5B
13Al
11
15
121,76
51Sb
127,60
208,98
Bismut
EN 1,6
Krypton
EN 2,7
52Te 53I
82Pb 83Bi
Quecksilber
Thallium
Blei
EN 1,5
EN 1,4
36Kr
126,90
Antimon
Tellur
Iod
EN 1,7
EN 1,8
EN 2,0
207,2
EN 1,7
[208,98]
83,80
131,29
54Xe
Xenon
EN 2,2
[209,99]
[222,02]
84Po 85At
86Rn
Polonium
Astat
EN 1,8
Radon
EN 2,0
[272]
Rf 105Db 106Sg 107Bh 108Hs 109Mt 110Ds 111Rg
89-103 104
Rutherfordium
Darmstadtium
Dubnium
Seaborgium
Bohrium
Hassium
Meitnerium
Roentgenium
138,91
57La
140,12
58Ce 59Pr
Lanthan
Cer
EN 1,1
[227,03]
140,91
144,24
[144,91]
150,36
151,96
157,25
158,93
162,50
164,93
167,26
60Nd 61Pm 62Sm 63Eu 64Gd 65Tb 66Dy 67Ho 68Er
168,93
173,04
69Tm 70
Yb
174,97
71Lu
Promethium
Thulium
Praseodym
Neodym
Samarium
Europium
Gadolinium
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Ytterbium
Lutetium
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,0
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
EN 1,1
232,04
231,04
238,03
89Ac 90Th 91Pa 92U
Actinium
Thorium
Protactinium Uran
EN 1,0
EN 1,1
EN 1,1
[237,05]
[244,06]
[243,06]
[247,07]
[247,07]
93Np 94Pu 95Am 96Cm 97Bk
[251,08]
98Cf
[252,08]
99Es
[257,10]
[258,10]
[259,10]
[262,11]
100Fm 101Md 102No 103Lr
Americium
Curium
Berkelium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendelevium Nobelium
Neptunium
Plutonium
EN ~ 1,2
EN ~ 1,2
EN ~ 1,2
EN ~ 1,2
EN ~ 1,2
EN ~ 1,2
EN ~ 1,2
EN 1,2
EN 1,2
EN ~ 1,2
Lawrencium
© W. Faber 2005, Version 1.2