H Cl. H Cl O 4. S O 2 Sulfoxylsäure H 2. S O 3 Schweflige Säure S O 4 S O 5. Antworten zum Fragenkatalog Anorganische Chemie (Zulassungsklausur)

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1 Antworten zum Fragenkatalog Anorganische Chemie (Zulassungsklausur) 1.) Nennen sie alle bekannten (Sauerstoff)säuren des Chlors mit Namen Summenformel und Valenzstrichformel. Chlorsauerstoffsäuren: Summenformel Name Strukturformel H Cl Chlorwasserstoff (Salzsäure) H Cl O Hypochlorige Säure H Cl O 2 Chlorige Säure H Cl O 3 Chlorsäure H Cl O 4 Perchlorsäure Zusätzlich: (Sauerstoff)säuren des Schwefels: Summenformel Name Strukturformel S O 2 Sulfoxylsäure S O 3 Schweflige Säure S O 4 Schwefelsäure S O 5 1

2 Peroxoschwefelsäure 2.) Nennen sie alle bekannten Sauerstoffformen des Chlors mit Namen, Strukturformel und Valenzstrichformel. Summenformel Name Strukturformel Cl 2 O Dichlormonooxid Cl O 2 Chlordioxid Cl 2 O 6 Dichlorhexachlorid Cl 2 O 7 Dichlorheptaoxid 3.) Erklären sie die Begriffe Isomerie, Mesomerie und Tautomerie ausführlich und mit Beispielen: Isomerie: Unter Isomeren versteht man Verbindungen mit der gleichen Summenformel aber unterschiedlicher Strukturformel. Diese Strukturen lassen sich durch Drehen und / oder Wenden nicht aufeinander abbilden. Zum Beispiel kennt man cis - und trans -Formen verschiedener Verbindungen (Stereoisomerie): Oder es gibt auch die so genannte Spiegelisomerie: 2

3 Mesomerie: Die Mesomerie beschreibt Verbindungen, die Grenzstrukturen besitzen. Die Struktur dieser Verbindungen kann nicht durch eine einzige Strukturformel beschrieben werden, sondern nur durch gleichwertige Grenzstrukturen. Bsp: Benzolring Tautomerie: Die Tautomerie bezeichnet eine spezielle Form der Isomerie. Hier stehen die Verschiedenen Isomerieformen in einem bestimmten Gleichgewicht. Z.B. kann in einer X =Y Z H Bindung das Proton wandern und das Ganze zu H X Y =Z werden. Die Tautomerie ist nicht zu verwechseln mit der Mesomerie, wo wirklich nur eine Struktur existiert, diese jedoch nicht durch eine einzige Strukturformel beschrieben werden kann. 4.) Wie verhalten sich Elektronegativität, Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität in einer Hauptgruppe und in der Periode. Die Elektronegativität nimmt nach unten in der Hauptgruppe ab (wegen größerem Radius der Atome) und von links nach rechts in der Periode zu (wegen der zusätzlichen positiven Kernladung. Die Ionisierungsenergie verhält sich genau wie die Elektronegativität (auch gleiche Ursachen). Die Elektroaffinität verhält sich genau umgekehrt wie die EN und IE. Zwar ist es hier auch leichter ein Elektron an ein elektronegativeres Atom anzulagern, jedoch wird die Energie definitionsgemäß frei und wird somit als negativ angesehen. Damit nimmt sie nach rechts ab und nach unten zu. 5.) Erklären sie die Elektronegativität nach Pauling und Mulliken. Die Elektronegativität generell beschreibt die relative Fähigkeit eines Atoms Elektronenpaare (oder generell Elektronen anderer Atome) an sich zu binden. Pauling entwarf nun als erster eine dimensionslose (daher relative Skala) der EN aufgrund von experimentellen thermodynamischen Daten und wählte zunächst den Startpunkt P H =2. Heute wird jedoch das Fluor als elektronegativstes Element als Startpunkt genutzt: F =4. Mulliken (und Jaffé) jedoch wählten eines etwas theoretischeren Ansatz. Sie sagten sich, dass die Fähigkeit eines Atoms Elektronen an sich zu ziehen auch als Mittelwert aus ihrem Widerstand Elektronen abzugeben (Ionisierungsenergie) und ihrem Bestreben Elektronen aufzunehmen (Elektronenaffinität) beschrieben werden könnte: M = 1 2 [ IE EA] 3

4 6.) Was versteht man unter dem Normalpotential E 0? Definition! Das Normalpotential E 0 beschreibt das Standardpotential der Normalwasserstoffelektrode. Es ist definiert als E 0 =0V. Hierbei wird eine platinierte Platinelektrode in einer 1 M H Cl Lösung mit 1 bar Gas bei 25 C umspült. Dabei verläuft folgende Gleichgewichtsreaktion ab: 2 O 2 H 3 O 2 e Die NHE dient als relatives Potential. Man kann z.b eine Goldelektrode in einer Goldlösung auf die andere Seite des Potentials setzen und würde dann eine Spannung (und einen Stromfluss) ablesen, da dort die Goldionen in der Lösung reduziert werden würden. 7.) Berechnen sie mit der Nernst'schen Gleichung das Potential einer 0,1 M Cu 2 Lösung ( E 0 Cu 2 / Cu = 0,34V ). Wir stellen nun also zunächst mal die Reduktionsgleichung auf: Cu 2 aq 2 e Cu fest Nun können wir die Nernst'sche Gleichung aufstellen. E=E 0 0,059 2 lg C Cu 2 =0,34V 0,0295 lg 10 1 V =0,34V 0,0295 V =0,3105 V 8.) Berechnen sie die EMK einer Konzentrationskette aus Cu 2 (0,1 M) und Cu 2 (0,01 M). Die Spannung dieser Konzentrationskette berechnet sich aus der Differenz der beiden Potentiale: E=E Cu 2 [0,1M ] E Cu 2 [0,01 M ] E=E 0 0,059 2 lg 10 1 V E 0 0,059 2 lg 10 2 V = 0, V =0,0295V 2 9.) Welchen ph-wert hat eine wässrige Lösung, die äquimolare Mengen and Essigsäure und 5 mol Natriumacetat enthält? ( K S CH 3 COOH =10 l ) Wie nennt man eine solches Gemisch? Wo kommt es zum Einsatz? Man nennt so ein Gemisch eine Pufferlösung. Eine Pufferlösung ist eine Lösung die auch nach Zugabe von Basen bzw. Säuren ihren ph Wert nahezu konstant hält. Sie besteht aus schwachen Säuren und ihrer korrespondierenden Basen. Man kann dazu folgende Reaktionsgleichungen aufstellen. Essigsäure: sehr hohe Konzentration da kaum dissoziiert H Ac O H 3 O Ac sehr hohe Konzentration da Na Ac vollständig dissoziiert ( siehe (II) ) Natriumacetat: Na Ac O Ac Na O (II) 4

5 Wenn nun eine Säure hinzugegeben wird, wird sich ein Acetation Ac das Proton dieser Säure schnappen, sodass sich die Konzentration der H 3 O Ionen nicht verändert. Sollte nun eine Base zur Lösung hinzugegeben werden, wird diese nicht mit dem Wasser reagieren, sondern sich das Proton des H Ac greifen und somit ebenfalls die Konzentration der H 3 O Ionen nicht verändern. Dabei werden die Konzentrationen der Essigsäure und der Acetationen (kommen durch die fast vollständige Dissoziierung des Natriumacetats als starke konjungierte Base) als konstant angesehen, da sie in sehr hoher Konzentration vorhanden sind. Damit können wir folgende Reaktionsgleichung aufstellen: K S = K C O= C C H 3 O Ac C C =K C H Ac H 3 O C H Ac C Ac ph = lg C = lg K H 3 O C C H Ac C = lg K Ac C lg C H Ac C Ac ph = pk S lg C Ac C H Ac Nun wissen wir, dass folgt, dass: H Ac (Essigsäure) eine sehr schwache Säure ist und daher kaum dissoziiert. Daraus C H Ac C 0 H Ac Weiterhin wissen wir, dass Na Ac eine sehr starke Base ist und daher vollständig dissoziiert. Daraus folgt: C Ac =C 0 Na Ac Somit folgt für äquimolare Mengen Essigsäure und Natriumacetat: ph = pk S lg 1 = pk S = lg K S = lg 10 5 mol l =5 10.)Wie reagieren die Salze Na Cl, NH 4 Cl, KCN, Al Cl 3 in wässriger Lösung (neutral, sauer oder basisch)? Geben sie jeweils die Reaktion an, durch die eine saure bzw. basische Lösung zustande kommt. Na Cl : Na Cl reagiert neutral, da es sich einfach im Wasser löst und H Cl und Na OH eine starke Säure bzw. Base sind und daher Cl und Na die entsprechenden schwache korrespondierende Base bzw. Säure sind, die kaum dissoziieren und daher den ph-wert nicht relevant ändern. 5

6 NH 4 Cl : NH 4 Cl wird sauer reagieren. Dies liegt daran, dass Ammoniumionen NH 4 ins Wasser gelöst werden, die die korrespondierende Säure zu Ammoniak NH 3 darstellt: Reaktionsgleichung: NH 4 O NH 3 H 3 O KCN : KCN wird alkalisch reagieren, da es das Kaliumsalz der Blausäure HCN ist und Blausäure eine sehr schwache Säure ist und damit kaum dissoziiert. Das KCN ist also bestrebt, sich ein Wasserstoff zu besorgen und wieder zu HCN zu werden. Reaktionsgleichung: KCN O HCN OH K aq Al Cl 3 : Al Cl 3 wird sauer reagieren. Aluminiumtrichlorid ist hierbei eine Lewis-Säure, da sie das Elektronenpaar des OH nutzt. Reaktionsgleichung: Al Cl 3 6 O Al OH 3 3 Cl 3 H 3 O 12.) Erklären sie die beiden wichtigsten Verfahren zur Herstellung von Schwefelsäure. (Katalysator, T, Reaktionsgleichung) Zunächst benötigt man Schwefeltrioxid SO 3. Dies wird folgendermaßen hergestellt. 1. Verbrennung von Schwefel: S O 2 S O 2 2. Verwendung von Vanadiumpentaoxid als sauerstoffübertragender Katalysator: SO 2 VO 5 SO 3 VO 4 Durch Oxidation des Vanadiumtetraoxids kann man den Katalysator wieder zurückgewinnen. Nun leitet man SO 3 in konzentrierte Schwefelsäure: O SO 3 S O 4 S 2 O 7 2 S O 4 6

7 13.)Erläutern sie in wenigen Worten die Begriffe Orbital, Quantenzahl, Hauptquantenzahl, Nebenquantenzahl,magnetische Quantenzahl, Spin, Paulivervot und Hund sche Regel am Beispiel des Heliums und Kohlenstoffs. Orbital: Ein Orbital beschreibt die Wellenfunktion eines Elektrons in einem Atom. Es kann als Ladungswolke aufgefasst werden, in der ein Elektron eine bestimmte Aufenthaltswahrscheinlichkeit hat. Es gibt verschiedene Orbitale: s,p,d und f sind dabei die wichtigen. Ein Heliumatom zum Beispiel besitzt nur 2 Elektronen in seinem 1s 2 Orbital. Ein Kohlenstoffatom besitzt je 2 Elektronen im 1s 2, 2s 2, 2p 2 Orbital. Quantenzahl: Die Quantenzahlen beschreiben die (energetischen) Zustände eines Elektrons im Atom. Es gibt 4 verschieden Quantenzahlen (Hauptquantenzahl, Nebenquantenzahl,magnetische Quantenzahl, Spinquantenzahl) und kein Elektron in einem Atom darf in allen 4 Quantenzahlen mit einem anderen Elektron übereinstimmen. Hauptquantenzahl n: Die Hauptquantenzahl beschreibt den mittleren Abstand einer Elektrons in einem Orbital vom Kern. Sie beschreibt also, in welcher Energieschale sich ein Elektron befindet. Je höher die Quantenzahl n, desto weiter entfernt befindet sich das Elektron. Nebenquantenzahl l: Die Nebenquantenzahl beschreibt die Symmetrie eines Orbitals. Zu jeder Schale (Orbitale der Hauptquantenzahl n) gibt Orbitale mit l = 0,1,...,n-1 Knotenflächen. Magnetische Quantenzahl m: Die magnetische QZ beschreibt die räumliche Orientierung der Orbitale. Zu jedem Orbital gibt es m = - l,..., 0,..., l verschiedene Raumorientierungen. Spinquantenzahl s: Die Spinquantenzahl beschreibt den Spin, also den Eigendrehimpuls eines Elektrons. Ein Elektron kann entweder den Spin +1/2 oder -1/2 besitzen. Pauliverbot: Das Pauliverbot besagt, dass kein Elektron in einem Atom in allen 4 Quantenzahlen mit einem anderen übereinstimmen darf. Hund'sche Regel: Die Hund'sche Regel besagt, dass Orbitale mit gleichen Energiebeträgen zunächst einfach besetzt werden. 14.)Erläutern sie das Pauliverbot. Antwort siehe Frage 13. 7

8 15.)Erläutern sie die Begriffe Übergangsmetalle, Lanthanoide, Isotope, Redoxreaktion (2 Beispiele), Disproportionierungsreaktion (2 Beispiele). Übergangsmetalle: Metalle, bei denen zuletzt das d-orbital besetzt wurde. Lanthanoide: Die Lanthanoide sind die 14 Metalle nach dem Lanthan, die das besetzt haben. 4f Orbital als letztes Isotope: Isotope beschreiben verschiedene Atome eines Elementes, die die gleiche Kernladungszahl, aber unterschiedliche Nukleonenzahlen aufweisen. Redoxreaktionen: Sind Reaktionen, in denen die Oxidationszahlen von den 2 beteiligten Elementen sich ändern, wobei eine steigt und die andere fällt. Anders ausgedrückt: Der oxidierte Stoff gibt Elektronen ab und der reduzierte Stoff nimmt sie auf. Bsp.: H ±0 2 1 O ±0 2 H I 2 2 O II Na 1 2 Cl 2 Na I Cl I Fe 2 III O 3 3Mg ±0 3 Mg II O 2 Fe ±0 Disproportionierungsreaktion: Reaktionen, bei denen Atome eines Elementes, die zunächst dieselbe Oxidationsstufe hatten in Atome mit unterschiedlichen Oxidationsstufen zerlegt werden. Bsp.: Cl 2 ±0 KOH UV Strahlung Cl I Cl I 3 H Br I O 2 H Br I H Br V O 3 8

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10 Auch Halbmetalle genannt, sind Elemente, die sowohl metallische als auch nichtmetallische Eigenschaften besitzten. Deswegen sind sie oft auch so genannte Halbleitet. Ihr speziellen Eigenschaften resultieren vor allem aus ihrer Elektronegativität, die in etwa 2 ist und deswegen sowohl ionische, kovalente oder auch metallische Verbindungen eingehen kann. 10