Stoff: Atombau, Periodensystem, Chemische Bindung, Gesetz für ideale Gase und das ganz analoge Gesetz für den osmotischen Druck.

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1 Übung 1 Mittwoch, 23. November 2016 ab 17:15 Uhr im Hörsaal Die bearbeiteten Übungsblätter können vor der Übung im Gang von dem Sekretariat Anorganische Chemie in den dort aufgestellten Karton eingelegt werden. Bitte beachten Sie, dass auch eine geduldige Sekretärin unwirsch werden kann, wenn sie allzu oft durch Klopfen an der Tür und Nachfragen zum Karton bei der Arbeit gestört wird. Die Übungsblätter können auch unmittelbar vor der Übung im Hörsaal abgegeben werden. Wegen der Mehrarbeit bei der Durchsicht können wir keine einzelnen Blätter mehr annehmen, auch nicht durch Papierfaltkunst verbundene Exemplare. Wer keine Möglichkeit hat, eine Heftklammer oder eine Büroklammer, einen Schnellhefter oder Klebstoff, eine Folientasche, eine Naht mit Nadel und Faden oder eine Verbindung mit Klebstreifen anzubringen, kann auf ein einmal quer gefaltetes Blatt DIN A3 schreiben, das sind immerhin vier Seiten DIN A4. Damit sollten die meisten TeilnehmerInnen auskommen. Bitte behalten Sie eine Kopie für sich, denn die Übungen werden nicht zurückgegeben. Reichen Sie nur handgeschriebene Originale ein, für Kopien gibt es keine Punkte. Auf der Homepage zur Vorlesung wird eine Musterlösung zum Download bereitgestellt und eine Teilnehmerliste geführt, aus der Ihre Übungspunkte hervorgehen. Stoff: Atombau, Periodensystem, Chemische Bindung, Gesetz für ideale Gase und das ganz analoge Gesetz für den osmotischen Druck. 1a) Zählen Sie die Quantenzahlen auf, mit denen die Elektronen eines Atoms beziffert werden können. Weisen Sie jeder Quantenzahl eine physikalische Bedeutung zu. Ordnen Sie die Quantenzahlen in tabellarischer Form an und summieren Sie die Anzahl der Elektronen, die den denkbaren Sätzen von Quantenzahlen zugeordnet werden können. Formulieren Sie in kurzen, einfachen Sätzen Zusammenhänge zwischen der von Ihnen angefertigten Übersicht und dem Periodensystem der Elemente. Skizzieren Sie Elektronenwolken, die durch folgende Quantenzahlen bezeichnet werden: 4s, 3d, 3p. Geben Sie an, wie viele Knotenebenen jede der drei Elektronenwolken aufweist. Physikalische Bedeutung der Quantenzahlen: n gibt die Nummer der Elektronenschale an und beginnt mit der innersten Schale, die dem Atomkern am nächsten liegt. l bezeichnet die Form des Aufenthaltsraumes (Orbitalform) für die betreffenden Elektronen sowie deren Bahndrehimpuls m l macht Angaben über die Orientierung des Orbitals im Raum s unterscheidet die Orientierung des Elektronenspins (spin up oder spin down) n l, m l s Z l=0 l=1 l=2 l=3 l=4,5,6 1 1s m l = 0,± 1 m l = 0,±1, ±2 m l = 0,±1, ±2, ±3 jeweils ± 2 2 2s 2p x 2p y bislang jeweils ± 8 3 3s 2p z 3p x 3p y 3p z 3d xy 3d xz 3d yz 3d x2-y2 3d z2 nicht besetzt: jeweils ± 18

2 4 4s 4p x 4p y 4p z 5 5s 5p x 5p y 5p z 6 6s 6p x 6p y 6p z 7 7s 7p x 7p y 7p z 4d xy 4d xz 4d yz 4d x2-y2 4d z2 4f (sieben f-orbitale) jeweils ± 5d xy 5d xz 5d yz 5d x2-y2 5d z2 5f (sieben f-orbitale) 5g jeweils ± 6d 6f (kein Beispiel) 6g, 6h jeweils ± 7d, 7f, 7g, 7h, 7i bislang nicht besetzt jeweils ± Zusammenhang mit dem PSE (einige Beispiele): Die Schalen entsprechen den Perioden des Periodensystems. (Dabei ist jedoch das Besetzungsschema zu beachten, dem die Reihenfolge der Besetzung der Unterschalen folgt). Elemente, die über gleiche Elektronenbesetzung der äußersten Schale verfügen, zeigen meist ähnliche chemische Eigenschaften. So sind Elemente, deren Außenelektronen eine p-unterschale vollständig ausfüllen, Edelgase. Folgt auf eine volle p-unterschale noch ein einzelnes s-elektron der nächsten Schale, gehört das Element zu den Alkalimetallen. Ähnlich verhält es sich mit den Erdalkalimetallen, den Erdmetallen, den Elementen der Kohlenstoffgruppe, den Pnicogenen, den Chalcogenen, den Halogenen sowie auch mit den Übergangsmetallen der Gruppen Eine Formulierung könnte also lauten: Alle Elemente, die als Außenschale eine p-unterschale mit fünf p-elektronen besitzen, zeigen eine relativ hohe Elektronegativität und sind bestrebt, ein weiteres Elektron aufzunehmen und so in ein Monoanion überzugehen. Es handelt sich um die Gruppe der Halogene, die auf diese Weise eine Edelgasschale erlangen können. Bei den Lanthanoiden liegt meist eine 6s 2 5d (0 oder 1) 4f n Konfiguration vor (n = 1 14). Bei diesen Elementen ist die Besetzung der fünften und sechsten Schale gleich, Unterschiede ergeben sich erst weiter innen, nämlich in der Besetzung der vierten Schale. Daher zeigen diese Metalle sehr ähnliche chemische Eigenschaften, wurden durch geologische Prozesse nicht getrennt und kommen in der Natur nur in Form von Mischungen vor. Für die Actinoide, bei denen die 5f-Unterschale aufgefüllt wird, könnte man ähnliche Verhältnisse erwarten. Diese zeigen jedoch größere Unterschiede im chemischen Verhalten und sind eher mit den d-block-elementen vergleichbar. 3p, zwei Knotenflächen 3d, zwei Knotenebenen 4s, drei Knotenflächen 1b) Beschreiben Sie die chemische Bindung in einem Wasserstoffmolekül, in einem Caesiumchloridkristall und in einem Eisenkristall. (Das Atomium in Brüssel ist ein Modell für die Elementarzelle eines Eisenkristalls. Eine Relief dieses Bauwerks ist auf der Rückseite von manchen 2 - Münzen zu finden, von denen 2006 fünf Millionen Exemplare geprägt wurden). In welchem Bereich müsste der Ionenradius eines kugelförmigen Monoanions liegen, damit sich mit Caesium-Kationen ein Ionengitter vom Natriumchlorid-Typ bilden könnte? (Ionenradius: Cs pm). Geben Sie an, welche chemischen Kräfte verantwortlich sind für - Die Viskosität von Wasser

3 - Die Viskosität von Speiseöl Geben Sie an, welche chemischen Kräfte überwunden werden müssen - Bei der Dehnung einer Verpackungsfolie aus Polyethylen - Beim Zerreißen der Verpackungsfolie Chemische Bindung im Wasserstoffmolekül, H 2 s* antibindendes Molekülorbital im H 2-Molekül s bindendes Molekülorbital im H 2-Molekül Das bindende MO wird besetzt und begründe eine kovalente Bindung. Diese ist dadurch gekennzeichnet, dass sich vermehrt Elektronendichte zwischen den beiden Atomkernen findet und so den Zusammenhalt des Moleküls bewirkt. Beim Dehnen von Polyethylenfolie werden Van der Waals-Kräfte überwunden, beim Zerreißen müssen auch kovalente Bindungen gespalten werden. Caesiumchlorid-Kristall Kationen und Anionen ziehen sich gegenseitig an. Jedes Ion umgibt sich mit möglichst vielen Gegenionen. Jedes Ion muss alle direkt benachbarten Gegenionen berühren. Ionen mit gleicher Ladung dürfen sich berühren, müssen aber nicht. -Eisen Kubisch-raumzentrierter Strukturtyp: Jedes Eisenatom ist von einem Würfel aus acht Eisenatomen umgeben, befindet sich also im Zentrum eines Würfels aus Nachbaratomen. Die metallische Bindung wird durch Valenzelektronen der Metallatome vermittelt. Diese sind zwischen den Metallkationen frei beweglich (Elektronengas). Die Coulomb-Anziehung zwischen den Kationen und dem Elektronengas ist für den Zusammenhalt verantwortlich. Größenbereich für Anionen, die mit Caesium-Kationen ein Ionengitter vom NaCl-Typ bilden können: Der Natriumchlorid-Gittertyp ist stabil, wenn die kleineren Ionen des Gitters eine Oktaederlücke zwischen den sich berührenden größeren Ionen ausfüllen können. Dies ist der Fall, wenn das kleinere Ion das 0.414fache des Radius der größeren Ionen besitzt. Das kleinere Ion darf auch etwas größer sein. Dann rücken die größeren Ionen auseinander und machen Platz. Die Grenze der Stabilität wird dann erreicht, wenn das kleinere Ion auf das 0.732fache des Radius der größeren Ionen anwächst. Dann ist es nämlich groß genug, um acht Nachbarn gleichzeitig zu berühren. Das Radienverhältnis zwischen Groß und Klein muss also mindestens betragen und kleiner als bleiben. Als Lösung kommen daher zwei Fälle in Betracht: 1. Caesium ist mit 181 pm Ionenradius das kleinere Ion. Der Radius des größeren Ions muss dann zwischen 181/0.414 und 181/0.732 pm liegen. Erste Lösung: R = pm 2. Caesium ist mit 181 pm Ionenradius das größere Ion. Der Radius des kleineren Ions muss dann zwischen und p, liegen.

4 Zweite Lösung: R = pm Wasserstoffbrücken verursachen die Viskosität von Wasser Van der Waals Kräfte sind die Ursache der Viskosität von Speiseöl und werden auch beim Dehnen von Polyethylenfolie überwunden. Beim Zerreißen der Folie werden dagegen kovalente Bindungen gespalten. 1c) Beschreiben Sie in einem möglichst kurzen Satz die Bedeutung der SI-Einheit der Stoffmenge. Rechnen Sie in Mol um: 25 g Kohlendioxid, CO 2; 11 Liter Wasserstoff (T = 25 C, p = Pa). Rechnen Sie in Gramm um: 2.5 mol Lithium, Li; 2.5 mol Glycerintristearat, C 57H 110O 6 (ein typischer Vertreter der Speisefette). Rechnen Sie in Gasvolumen um: 1 kg Wasserdampf bei 160 C, p = Pa. Lesen Sie im Skript die Seiten 49 und 50. Erklären Sie den Unterschied zwischen der Molarität und der Molalität einer Lösung und berechnen Sie den Molenbruch einer Lösung, die g/l Schwefelsäure enthält (der Rest ist Wasser, die Dichte beträgt g/cm 3 ). Die SI-Basiseinheit Mol bemisst die Stoffmenge nach der Teilchenzahl. Die Zahl der Teilchen in einem Mol Substanz ist definiert als die Anzahl der Atome in genau 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C. Ein Mol entspricht demnach Teilchen, das sind etwa Quadrillionen Atome, Moleküle, Ionen oder Elementarteilchen. Diese Zahl wird auch Avogadro-Konstante N A genannt. Für reine Stoffe kann die Stoffmenge 1 mol leicht ermittelt werden, indem man die relativen Atommassen der atomaren Bestandteile addiert und den so erhaltenen Zahlenwert mit dem Faktor 1 g/mol -1 multipliziert. Die relativen Atommassen sind im Periodensystem angegeben, Beispiele folgen. 25 g Kohlendioxid: Formel CO 2; relative Molekülmasse = atomare Masseneinheiten (unified atomic mass units, Abkürzung u). Dieser Zahlenwert entspricht genau der Masse von einem Mol Kohlendioxid in Gramm: 1 mol CO 2 entspricht g CO g CO 2 entsprechen 25 g : g/mol = mol Kohlendioxid. 11 Liter Wasserstoff: n = (p V)/(R T) = ( )/( ) = 0.45 mol. Dabei wird der Druck in Pascal (N/m 2 ), das Volumen in Kubikmeter, die Gaskonstante in J/(mol K) und die Temperatur in Kelvin angegeben. 2.5 mol Lithium: 2.5 mol 6.94 g/mol = g Lithium 2.5 mol Glycerintristearat: = (g/mol); 2.5 mol g/mol = g Glycerintristearat 1 kg Wasserdampf: M(H 2O) = = g/mol 1000 g : g/mol = mol V = nrt/p = / = m 3 Molarität: Stoffmengenkonzentration einer gelösten Substanz in Mol pro Liter Lösung. Molalität: Stoffmengenkonzentration einer gelösten Substanz in Mol pro Kilogramm Lösungsmittel. Vorteil der Angabe in mol/l: Einfaches Dosieren von Substanzen mit volumetrischen Geräten. Vorteile der Angabe in mol/kg: Volumenänderungen der Lösung bei Änderung der Temperatur ändert die Molarität, jedoch nicht die Molalität einer Lösung. Molenbruch: Anteil der Stoffmenge einer gelösten Substanz an der gesamten Stoffmenge in Lösung. Molenbruch von g Schwefelsäure in einem Liter Lösung: Die Dichte wurde angegeben, um die Gesamtmasse errechnen zu können es handelt sich um 1149 g Lösung. Nach Abzug der Masse der gelösten Schwefelsäure verbleiben g Wasser. Stoffmenge Wasser: g : g/mol = mol

5 Stoffmenge Schwefelsäure: Molmasse M = = (g/mol) g : g/mol = 3.51 mol Gesamte Stoffmenge: mol mol : mol Molenbruch der Schwefelsäure: 3.51 mol : mol = Molenbruch des Wassers: mol : mol = Der Molenbruch ist eine dimensionslose Zahl, die Einheit ist Mol pro Mol 1d) Nennen Sie die beiden bindenden Molekülorbitale des Sauerstoffmoleküls, die dem bindenden MO des Wasserstoffmoleküls in der Symmetrie ähnlich sind. s und p: Beide haben -Symmetrie, sie sind nämlich rotationssymmetrisch um die Bindungsachse. Anders die -Orbitale: Diese vertauschen die Vorzeichen der Wellenfunktion bei einer Drehung um die Bindungsachse. Übertragen Sie das MO-Diagramm für Sauerstoff (O 2) auf das Fluormolekül (F 2). Begründen Sie anhand dieses MO-Diagramms die Spaltung eines Fluormoleküls in zwei getrennte Fluorid-Ionen bei der Reaktion von Fluor mit Calcium. Formulieren Sie eine Reaktionsgleichung für diesen Vorgang. Ca + F 2 Ca F - bzw. Ca + F 2 CaF 2 Calcium gibt an das Fluormolekül zwei Elektronen ab. (Dies können wir aus dem Periodensystem ablesen: Calcium steht in der zweiten Gruppe, hat deshalb zwei Außenelektronen im 4s-Orbital und erreicht die Edelgasschale des Argons, indem es diese beiden Außenelektronen abgibt. Fluor steht in der Gruppe 17, hat sieben Außenelektronen und erreicht eine Neonschale, wenn jedes Fluoratom ein Elektron aufnimmt). Die beiden Elektronen können im Fluormolekül nur das letzte noch unbesetzte F 2-Molekülorbital besetzen. Tragen Sie also diese beiden Elektronen bitte in das MO-Diagramm ein und zählen Sie nach: Jetzt sind ebenso viele Elektronen in bindenden Molekülorbitalen (acht) wie in antibindenden Molekülorbitalen (auch acht). Bindende und antibindende Wirkungen heben sich auf, die Bindungsordnung ist Null. Weil sich die beiden negativ geladenen Fluorid-Ionen auch elektrostatisch abstoßen, trennen sie sich voneinander. 1e) Berechnen Sie den osmotischen Druck einer Lösung von 50 g/l Calciumchlorid in Wasser. Beschreiben Sie, wie man aus Salzlösungen reines Wasser gewinnen kann.

6 Stoffmenge berechnen: 1 mol Calciumchlorid (CaCl 2) wiegt ( ) Gramm = g. 50 g / g mol -1 = 0.45 mol. Jetzt aber aufpassen: Jede Formeleinheit CaCl 2 dissoziiert in Wasser in drei getrennte Teilchen, die alle eine Edelgasschale besitzen: Ein Ca 2+ - Ion und zwei Cl - - Ionen. Also sind jetzt mol = 1.35 mol gelöste Teilchen unabhängig voneinander unterwegs. Diese Stoffmenge setzen wir in die Gleichung für den osmotischen Druck ein, die der Gleichung für ideale Gase gleicht: = nrt/v = ( )/0.001 = 3.29 MPa (etwa 31.9 bar). Falls in der Klausur eine Angabe bei einer solchen Aufgabe fehlen sollte (hier war es die Temperatur), geben Sie bitte selbst einen vernünftigen Wert vor. Hier wurden 293 K (ca. 20 C) eingesetzt. Reines Wasser kann man aus Salzlösungen destillieren oder durch eine druckbeständige halbdurchlässige Membran aus der Lösung herauspressen, wenn der hierfür aufgewendete Druck höher ist als der osmotische Druck der Salzlösung. Für die genannte Calciumchloridlösung müssten also mehr als 32 bar Druck angelegt werden. In der Praxis braucht man wesentlich mehr Druck, weil das Verfahren nur dann genügend schnell abläuft und weil die Salzlösung ja noch konzentrierter wird, wenn man ihr das Wasser entzieht. Der äußere Druck muss noch deutlich höher liegen als der osmotische Druck der Lösung nach dem Wasserentzug. Die an Salzen angereicherte Lösung kann für die Gewinnung von Salz verwendet werden.