3. Geben Sie die Energieniveau-Schemata für Sauerstoff, Bor, Chlor und Neon an!

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1 1 of :57 Übung Wieviel wiegen 3 mol Natrium? Wieviele Atome enthalten diese 3 mol? 1.2 Wieviel wiegt ein halbes mol Wasser und wieviele Moleküle enthält es? 1.3 Wieviel wiegen mol Schwefel, wieviel mol Kochsalz (NaCl)? 1.4 Wieviel mol sind 21 g Stickstoff? 2. Was sind Quantenzahlen? Welche kennen wir? 3. Geben Sie die Energieniveau-Schemata für Sauerstoff, Bor, Chlor und Neon an! 4. Lernen Sie die Hauptgruppen-Elemente des PSE auswendig! Schaden würde es nicht, ist aber nicht wirklich nötig. 5. Warum geht Helium keine chemischen Reaktionen ein? 6. Alkalimetalle sind sehr reaktiv. Warum? Warum ist Kohlenstoff weniger reaktiv? 7. Warum ist das Kristallgitter von NaF dichter gepackt als das von NaI? Übung 2

2 2 of :57 1. Geben Sie die Molekulargewichte von NaCl, CaF 2, Na 2 CO 3, MgSO 4, (NH 4 ) 2 SO 4, AgNO 3, FeCl 3 und Na(CH 3 CO 2 ) an. 2.1 Die Reaktion von H 2 und Cl 2 führt zu HCl. Wieviel Liter Wasserstoff benötigt man um 10 g HCl zu erhalten? Wieviel g HCl erhält man ausgehend von 5.6 l Chlor? 2.2 Wieviel g NaCl enthalten 380 ml einer 4.2 molaren Lösung? 2.3 In 50 ml einer Natriumacetat Lösung befinden sich 3.5 g des Salzes. Wieviel molar ist diese Lösung? Wieviel g Na 2 CO 3 müssen in 200 ml Lösung gelöst sein, um die gleiche Molarität zu erhalten? 2.4 Kohlenstoff verbrennt mit Sauerstoff zu CO 2. Wieviel Liter CO 2 erhält man ausgehend von 10 g Kohlenstoff und wie viel mol bzw. g Sauerstoff benötigt man dafür? 3. Beschreiben Sie unter Berücksichtigung der Bindungsverhältnisse, der Oktettregel und der beteiligten Orbitale die Bindungen in N 2, CO 2, H 2 CO und H 2 O. 4. Überlegen Sie sich qualitativ die Bindungspolaritäten und die Dipolmemente von N 2, NH 3, CO 2, H 2 CO, BH 3 und H 2 O. 5. Ein mol eines idealen Gases nimmt bei 0 C und 760 Torr ein Volumen von 22.4 l ein. Welches Volumen nehmen 3.5 mol bei 50 C und 500 Torr ein? Übung 3

3 3 of :57 1. Lösen Sie die Übung 5 der letzten Übungsstunde. 2. Erklären Sie das Energieschema: Was bedeutet X, was Y? Für was stehen A, B, C, D und E? 3. Erklären Sie die Gibbs-Helmholtz-Gleichung! 4. Sie legen eine gesättigte Lösung von Silbersulfat (Ag 2 SO 4 ) vor und geben eine Lösung von Kaliumchlorid (KCl) zu. Anschließend geben Sie Ammoniakwasser (NH 3 ) zu. Zu dieser Lösung geben sie eine Lösung von Bariumchlorid (BaCl 2 ). Was beobachten Sie? 5. Im Folgenden sind Löslichkeitsprodukte schwerlöslicher Salze bei 25 C angegeben. Wie ist die Konzentration der Anionen in einer gesättigten Lösung, wie die der Kationen? PbI 2 (1.40 x 10-9 ), CaSO 4 (2.45 x 10-5 ) Li 2 (CO 3 ) (1.70 x 10-3 ), Al(OH) 3 (3.70 x ) Geben Sie die Einheiten zu den Löslichkeitsprodukten an. 6. Das Produkt einer Reaktion A à B ist um 7 kj/mol günstiger als das Edukt. In welchem Verhältnis liegen A und B bei 0 C in welchem bei 100 C vor? (R = 8.31 J K -1 mol -1 )

4 4 of :57!!!!!!! Exkurs!!!!!!! Eigendissoziation von Wasser H 2 O + H 2 O H3 O + + OH - Base + Säure Säure + Base In wässriger Lösung ist stets Wasser im Überschuß vorhanden. Die Konzentration von H 2 O ist in Wasser konstant. [H 2 O] = 55.6 mol/l K w = [H 3 O + ][OH - ] = mol 2 /l 2 ph + poh = 14 Man verwendet praktisch nur ph (auch bei basischen Lösungen) Säuren- und Basengleichgewichte HA + H 2 O H3 O + aq + A - aq K = [A - ][H 3 O + ]/([HA][H 2 O]) mit [H 2 O] = 55.6 mol/l => Säurekonstante: K S = [A - ][H 3 O + ]/[HA] pk s = -logk s B + H 2 O OH - aq + BH + aq

5 5 of :57 K = [OH - ][BH + ]/([B][H 2 O]) mit [H 2 O] = 55.6 mol/l => Basenkonstante: K B = [OH - ][BH + ]/[B] pk B = -logk B!!!!!!! Exkurs Ende!!!!!!! Übung der letzten Stunde: Li 2 (CO 3 ) Übung 4 2. Für die Reaktion von Ameisensäure HCOOH (l) CO 2 (g) + H 2 (g) Gelten: DH 0 = 15.7 kj/mol; DS 0 = kj/(mol K). Verläuft die Zersetzung von Ameisensäure bei 25 C endergon oder exergon? Warum ist Ameisensäure bei 25 C stabil? 3. Warum gilt für Wasser: [H 2 O] = 55.6 mol/l? 2-4. Formulieren Sie die Reaktion von Carbonat (CO 3 ) mit HCl. Welche Zwischenstufen werden durchlaufen? Welche Eigenschaft hat die Zwischenstufe? 5.1 Welchen ph-wert besitzt 0.1 bzw. 1.0 molare Schwefelsäure? 5.2 Welchen ph-wert besitzt 1 molare Essigsäure, welchen 0.01 molare? (pk S = 4.8) 6. Wieviel molar ist 0.3 N Salzsäure, 0.3 N Schwefelsäure oder 0.3 N Phosphorsäure?

6 6 of :57 7. Wieviel g Schwefelsäure enthalten 250 ml einer 4 N Lösung? Übung Wie stellt man einen 1 M Acetatpuffer her? Wieviel g Na(CH 3 COO) enthält er pro Liter? Wieviel Essigsäure? Welchen ph hat die Pufferlösung? Man gibt zu 500 ml dieses Acetatpuffers 10 ml einer 2 M NaOH Lösung. Welchen ph erhält man jetzt? Wieviel der 2 M NaOH muss man zu einem Liter Pufferlösung zugeben, bis die Grenze der Pufferkapazität erreicht ist? (pk S = 4.8) 1.2 Wie stellt man einen 0.2 M Phosphatpuffer her? Welchen ph zeigt die Lösung? Welchen ph erhält man nach Zugabe von 10 ml einer 1 M HCl zu einem Liter Pufferlösung? (pk S = 7.2) 2. Geben Sie die Einzelgleichungen für Reduktion und Oxidation zu folgenden Reaktionsgleichungen an: Mg + Cl 2 à MgCl 2 N H 2 à 2 NH 3 2 Cu + O 2 à 2CuO P O 2 à P 4 O 10 4 K + O 2 à 2 K 2 O 3. Geben Sie Oxidationszahlen an: 2- H 3 C-CH 2 -CH 3 H 3 C-CH 2 -OH CO 3 KCl BF 3 HOCl BF 4 - H 2 S P 4 Na 3 [AlF 6 ] IBr S 8 Cl-CH 3 4. Sie legen einen Eisennagel in Kupfersulfat-Lösung? Was

7 7 of :57 beobachten Sie? Warum? 5. Welche Potentialdifferenz DE beobachten Sie für eine Zelle, bei der in einer Halbzelle ein Magnesiumstab in eine 0.3 M MgCl 2 Lösung taucht, während in der zweiten Zelle eine Palladiumelektrode in 0.6 M Pd(NO 3 ) 2 taucht? Welches ist die Anode? Welches die Kathode? (DE 0 (Mg/Mg 2+ ) = ; DE 0 (Pd/Pd 2+ ) = 0.987) Übung 6 1) Kreuzen Sie die zutreffenden Charakteristika für die Elemente einer Periode des Periodensystems an! /2 A) Sie haben ähnliche Eigenschaften. B) Sie unterscheiden sich in der Elektronegativität. C) Sie stimmen in der Zahl der Valenzelektronen überein. D) Sie stimmen nicht in der Ordnungszahl überein. E) Sie sind alle Nichtmetalle. 2) Kennzeichnen Sie die zutreffenden Aussagen, die für die Beschreibung eines Orbitals eine Rolle spielen! /2 A) Oxidationspotential B) Ionisierungsenergie C) Räumliche Symmetrie einer negativen Ladungswolke D) Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein Elektron 3) Nennen Sie die 4 wichtigsten Bestandteile der Luft! /4

8 8 of :57 4) Welche Bindigkeiten besitzen Wasserstoff, Kohlenstoff, Fluor und Stickstoff? /4 5) Wieviele Valenzelektronen besitzen Ca, O, P, Br? /4 6) Kennzeichnen Sie die zutreffenden Aussagen für das Wasser- und das Ammoniak-Molekül! /3 A) Beide sind Dipolmoleküle. B) Beide Substanzen sind bei Raumtemperatur Feststoffe. C) Wasser hat einen höheren Siedepunkt als Ammoniak. D) In wäßriger Lösung von Ammoniak ist Wasser die Brönsted-Base. E) Das Wasser-Molekül besitzt zwei, das Ammoniak-Molekül ein freies Elektronenpaar. 7) In einem Versuch wurde ein Gemisch von Wasserstoff und Stickstoff in ein Reaktionsgefäß gegeben und bis zur Einstellung des Gleichgewichtes bei einer Temperatur von 480 C belassen. Danach wurde das Gleichgewichtsgemisch analysiert und 0.12 mol/l Wasserstoff, 0.04 mol/l Stickstoff und mol/l Ammoniak gefunden. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung, die Formel für die Gleichgewichtskonstante K der Reaktion und berechnen Sie diese (einschließlich Einheit)! /4 8) Das Kohlenstoff-Isotop 14 C erleidet einen b-zerfall mit t 1/2 = 5568 a. Was entsteht beim Zerfall (Kerngleichung angeben) und was bedeutet t 1/2? /2 9) Kennzeichnen Sie die zutreffenden Aussagen zu den Begriffen Oxidation und Reduktion! /2 A) Wenn bei einer chemischen Reaktion eine Verbindung

9 9 of :57 oxidiert wird, muß gleichzeitig eine Verbindung reduziert werden. B) Oxidationsmittel sind Stoffe, die Elektronen aufnehmen. C) Reduktion einer Verbindung bedeutet Abgabe von Elektronen durch diese Verbindung an das Reduktionsmittel. D) Oxidationen finden nur in Gegenwart von Sauerstoff statt. 10) Markieren Sie die zutreffenden Aussagen über Chelatoren und Chelatkomplexe! /4 A) Chelatkomlexe benötigen für ihre Bildung mehrzähnige Liganden. B) Chelatkomplexe weisen maximal 4 Koordinationsstellen auf. C) Chelatkomplexe mit EDTA sind in der Regel sehr stabil. D) Chelatkomplexe können geladen und ungeladen sein. E) Chelatoren können zur Behandlung von Schwermetallvergiftungen genutzt werden. 11) Wieviel mol sind 1.5 mg Kohlenstoff und wieviel Atome sind darin enthalten? Geben Sie Formel für die Stoffmenge und die Avogadrokonstante an! /4 12) Formulieren Sie die Redoxpaare für Kupfer und Iod. Mit welchem der folgenden Oxidationsmittel kann man Iodid-Ionen (E 0 = V) oxidieren: Cl 2 (E 0 = V), H + (E 0 = 0 V) und Zn 2+ (E 0 = V). /3 13) Zeichnen Sie die Valenzstrichformel des Acetylenmoleküls (Ethin)! Beschreiben Sie die Struktur mit Hilfe des Orbitalmodells. Geben Sie die auftretenden Bindungen und den Bindungswinkel an! /5 14) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von Ethan. Was bedeutet die Reaktion ist exotherm und exergon? Wie ändert sich die Entropie? /4

10 10 of :57 15) Geben Sie durch Formelbilder die Konstitution von n-propan, die Konfiguration von Methanol und die Konformation von Methylcyclohexan an! /3 mso-tab-count:2'> Mg + Cl 2