Übungsaufgaben Serie 5 Chemie WS09/10

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1 Übungsaufgaben Serie 5 Chemie WS09/10 Dr. M. Presselt 1) Wie lautet Döbereiners Triadenregel? Welche der folgenden Elemente bilden Triaden: Si, P, S, As, Te, Sb, Na, Li, K, Ca, Sr, Ba? Elemente, die ein ähnliches chemisches Verhalten aufweisen, lassen sich in Triaden mit nahezu gleichen Atommassendifferenzen ordnen. {P, As, Sb} M 46g/mol, {Ca, Sr, Ba} M 49g/mol 2) Durch welche Eigenschaften zeichnen sich Metalle aus? Wie ändert sich der Metallcharakter von Elementverbindungen entlang der Reihen und Spalten im Periodensystem? Ordnen Sie die folgenden Elemente nach steigendem Metallcharakter: I, Ne, Li, Pb, C, Si, Xe, Cl, Cs. Elektrische Leitfähigkeit, hohe Wärmeleitfähigkeit; von oben nach unten und von rechts nach links steigender Metallcharakter; (Ne, Xe), Cl, (C, J), Si, (Li, Pb), Cs. 3) Was bedeuten Elektronegativität EN, Ionisierungsenergie E I und Elektronenaffinität E A? EN: relatives Maß für die Anziehungskraft eines Elementes auf ein Elektronenpaar einer Bindung zu einem anderen Element; E I : nötige Energie, um ein Elektron aus einem gasförmigen Atom oder Ion zu entfernen; E A : ist die mit der Aufnahme eines Elektrons verbundene Energieänderung eines Atoms in der Gasphase. 4) Skizzieren Sie den Verlauf der Ionisierungsenergien für die Ordnungszahlen 1 bis 18 und deuten Sie den weiteren Verlauf für die Edelgase und die Alkalimetalle an. Nennen Sie die Gründe für den Verlauf von E I innerhalb einer Periode und innerhalb einer Gruppe. EI Innerhalb Periode: Zunahme von E I wegen größer werdender effektiven Kernladungszahl (Bsp.: q eff (Li)=+1, q eff (Be)=+2) Innerhalb Gruppe: gleiche e-konfig. => ähnliche Kernabschirmung aber höhere Abstände der Valenz-e bei höheren Ordnungszahlen Ordnungszahl

2 5) Wenn man die Elektronenaffinitäten der 1. und 2. Periode gegen die Ordnungszahl aufträgt entsprechen welche Elemente Minima und welche Maxima und warum? EA Ordnungszahl Minima (hohe e-affinität, da E A neg. definiert; höheres Bestreben, Orbitale mit gleicher NebenQZ zu füllen, je weniger e dazu fehlen): H (+e =>1s 2 ), Li (+e =>[He]2s 2 ), C (+e =>[He]2s 2 2p 3, p halb gefüllt, + weiteres e würde SpinpaarungsE erfordern (vgl. N+e)), F (+e => [Ne]) Maxima (geringes Bestreben e aufzunehmen; (halb)- volle Orb. gleicher NebenQZ rel. stabil, Edelgase haben kaum Anziehungskraft auf e => E A klein): He, Be ([He]2s 2 ), N ([He]2s 2 2p 3 ), Ne 6) Da die radialen Wellenfunktionen wasserstoffähnlicher Atome e -r -Terme enthalten, nähert sich die Elektronendichte (Betragsquadrat der Wellenfunktion) erst bei großen Kernabständen dem Wert Null. Da es folglich keine scharfen Atombegrenzungen gibt, wurden verschiedene Konzepte zur Definition von Atomradien entwickelt. (a) Was versteht man unter kovalentem, Metall und van-der-waals Radius und (b) wie können diese bestimmt werden? (c) Was sind van-der-waals Kräfte? (d) Wie ändern sich die Atomradien innerhalb einer Gruppe und innerhalb einer Periode (vgl. Ionisierungenergie)? (e) Nennen Sie Bsp. für Unterschiede in den Radientrends zwischen kovalenten und vander-waals Radien für die 2. und 3. Periode. (f) Wie groß ist die Elektronendichte [e/å 3 ] und die radiale die Elektronendichte r [Å e/å 3 ] am Kern (Null, minimal oder maximal)? (a) Kovalenter R.: Abstand zwischen Kern und Bindungsmitte in A 2 -Molekülen; Metall R.: halber Abstand zwischen benachbarten Metall-Kernen; Van-der-Waals R.: halber Abstand nicht miteinander gebundener Atome in Kristallen; (b) AtomR. können aus Festkörperstrukturen (aus Röntgenbeugungsexp.) ermittelt werden. (c) Van-der-Waals Kräfte sind intermolekulare anziehende Kräfte aufgrund von (induzierten) Dipol - (induzierten) Dipol Wechselwirkungen. (d) Innerhalb Periode: Radien mit steigender Ordnungszahl abfallend wegen schlechterer

3 Kernabschirmung und damit wachsender eff. Kernladung Innerhalb Gruppe: Radien mit steigender Ordnungszahl wachsend, da n größer wird (höhere Schalen werden besetzt) (e) Kovalente R.: r(be)>r(c), r(mg)>r(si); van-der-waals R.: r(be)<r(c), r(mg)<r(si) (f) (r=0): maximal, r (r=0) = 0 7) Wie verändert sich der Atom/IonRadius bei Alkalielementen durch die Abgabe eines Elektrons (Bildung von A + Kationen) und wie ändert sich der Radius bei Halogenen durch Aufnahme eines Elektrons (Bildung von X - Anionen)? r(a + )<<r(a), Leerung der Valenzschale (die Kern-fernsten Elektronen werden abgegeben); r(x - )>>r(x), zusätzliches Elektron hat gleiche n- und l-qz wie Valenzelektron in X, allerdings stoßen sich die Elektronen vermehrt ab und brauchen dadurch mehr Platz (Coulomb-Abstoßung) 8) Bilden Sie von den Elementen O, F, Na, Mg, Al Ionen die isoelektronisch zu Ne sind (gleiche e-konfig.). Wie und warum ändern sich die Ionenradien? r(o 2- ) > r(f - ) > r(na + ) > r(mg 2+ ) > r(al 3+ ), da von O 2- zu Al 3+ höhere Kernladungszahl bei gleicher Elektronenanzahl 9) Warum ist der Radius von Zn 2+ (74pm) kleiner als der von Ca 2+ (99pm)? Kernladung von Zn 2+ um 10 größer als bei Ca 2+ ; diese Differenz wird nicht vollständig durch die 3d Elektronen abgeschirmt (kompensiert) => q eff (Zn 2+ -Kern) > q eff (Ca 2+ -Kern) 10) Was versteht man unter den Schrägbeziehungen im Periodensystem? q/r und die chem. Eigenschaften sind zwischen Ionen schräg benachbarter Elemente oft vergleichbar. Bsp.: (Li +, Mg 2+ ), (Be 2+, Al 3+ ), (B 3+, Si 4+ ) 11) Nennen Sie Beispiele für intermolekulare Wechselwirkungen. allg. Coulomb-WW, van-der-waals WW; Ion - Ion, Ion - Dipol, Ion - induzierter Dipol, Dipol-Dipol, London (ind. Dipol ind. Dipol), H-Brücken 12) Wie verhalten sich molare Massen, Dipolmomente und Siedepunkte von Propan, Dimethylether und Acetaldehyd zueinander? M(Propan)=44g/mol M(Dimethylether)=46g/mol M(Acetaldehyd)=44g/mol (Propan)=0 Cm << (Dimethylether)= Cm < (Acetaldehyd)= Cm T BP (Propan)=231K < T BP (Dimethylether)=249K < T BP (Acetaldehyd)= 293K 13) Wie verhalten sich die molaren Massen und die Siedepunkte der Hydride der Elemente der (a) 4. und (b) 6. Hauptgruppe zueinander? Welche Wechselwirkung ist für den Trend zwischen den Elementen mit den HauptQZ n=2-5 innerhalb einer Gruppe verantwortlich und welcher Effekt für die Ausnahme in der Gruppe der Chalkogene bei n=2?

4 (a) M(CH 4 ) < M(SiH 4 ) < M(GeH 4 ) < M(SnH 4 ) T BP (CH 4 ) < T BP (SiH 4 ) < T BP (GeH 4 ) < T BP (SnH 4 ) Mit steigender molarer Masse wachsen auch die Anzahl der Elektronen und die Polarisierbarkeit und damit die London Kräfte. (b) M(H 2 O) < M(H 2 S) < M(H 2 Se) < M(H 2 Te) T BP (H 2 O) >> T BP (H 2 S) < T BP (H 2 Se) < T BP (H 2 Te) S.o.. Eine Ausnahme bilden H-haltige Stoffe, die Elemente mit hohen EN-Werten enthalten, da diese starke H-Brückenbindungen ausbilden (Bsp.: H 2 O, NH 3, HF). 14) In der Molekül-Orbital (MO) Theorie werden MOs durch Linearkombinationen von Atom-Orbitalen (AOs) gebildet (LCAO-Methode: LinearCombination of Atomic Orbitals). Beispielsweise entspricht die positive LC einer Überlappung zwischen den 1s-AOs der H- Atome, die zur Bindung führen ( -MO). Die neg. LC liefert ein antibindendes *-MO. Das -MO ist energetisch gegenüber den AOs abgesenkt, während das *-MO um den gleichen Betrag angehoben ist. Die MOs werden mit den zwei zur Verfügung stehend Elektronen aufgefüllt. Damit ist das bindende -MO zweifach besetzt und das antibindende *-MO ist leer. Zeichnen Sie die Bildung von MOs durch Überlappung von AOs und die MO- Energieniveauschemata für die Bildung von H 2, He 2, Li 2, N 2 und O 2. Welche Bindungsordnung und wie viele ungepaarte Elektronen findet man für N 2 und O 2? Wie berechnet man die Bindungsordnung (BO) aus den MO-Schemata? N 2 : Dreifachbindung, nur gepaarte Elektronen; O 2 : Doppelbindung, Triplett, paramagn.; BO= N(e in bindenden MOs) - N(e in antibindenden MOs) 15) Bei Molekülen mit mehreren gleichartigen Bindungen stellen sich Geometrien ein, bei denen die bindenden Elektronenpaare einen größtmöglichen Abstand voneinander haben; freie Elektronenpaare benötigen mehr Platz (VSEPR-Modell: Valence-Shell Electron Pair Repulsion). Welche Geometrien und Bindungswinkeln resultieren folglich für die Moleküle CO 2, BF 3, CH 4, PCl 5, SF 6? CO 2 : linear, =180 ; BF 3 : trigonal-planar, =120 ; CH 4 : tetraedrisch, =109,5 ; PCl 5 : trigonal bipyramidal, =120, =90 ; SF 6 : oktaedrisch, =120 16) Wo würden im Falle trigonal bipyramidaler und oktaedrischer Strukturen freie Elektronenpaare liegen? trigonal bipyramidal: in der äquatorialen Ebene; oktaedrisch: 1 freies EP: egal, 2 Freie EP: gegenüber 17) Wie kann die Struktur von CH 4 mittels der MO-Theorie erklärt werden?

5 Bildung von sp 3 -Hybridorbitalen 18) Skizzieren Sie ein MO als Überlappung von AOs für Ethan, Ethen, Ethin und geben sie die MO-E-Niveau-Schemata unter Berücksichtigung der Hybridisierungen an. Ethan: C je sp 3, Ethen: C je sp 2, Ethin: C je sp 19) Zeichnen Sie ein MO (s.o.) und eine räumliche Lewisformel von CF 2 Cl 2. Struktur: verzerrt tetraedrisch, C: sp 3 -hybridisiert 20) Konstruieren Sie das MO-E-Niveau-Diagramm für HCl. -Bindung zwischen 1s 1 (H) und 3p 1 x (Cl) Orbitalen. 21) Zeichnen Sie (a) die Lewis-Resonanz-Strukturen, (b) die -Bindungen, (c) die p-orbitale, (d) alle -MOs von Benzen. (e) Wie viele MOs lassen sich aus einer gegebenen Anzahl AOs konstruieren? (f) Wie hängen die Anzahl der Knotenebenen und die energetische Lage der MOs zusammen? (e) N(AO)=N(MO); (f) Je größer N(Knotenebenen), desto höher die Energie 22) Erklären Sie die elektrische Leitfähigkeit von Metallen mit Hilfe des MO-Models. Durch die LC sehr vieler AOs entstehen Gruppen energetisch sehr dicht benachbarter MOs (MO-Bänder). Im Fall von Metallen überlappen die bindenden und die antibindenden Bänder. Die Elektronen können dadurch leicht in das antibindende Band gelangen, in dem sie frei beweglich sind.