Übungsaufgaben Serie 6 Chemie WS09/10

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1 Übungsaufgaben Serie 6 Chemie WS09/10 Dr. M. Presselt 1) Butylchlorid reagiert mit Wasser zu Butanol und Salzsäure. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und tragen Sie entsprechend der tabellierten Daten die Butylchloridkonzentration gegen die Zeit auf. Bestimmen Sie Anfangsreaktionsgeschwindigkeit und die Reaktionsgeschwindigkeit zwischen 50 und 150 s. C 4 H 9 Cl + H 2 O C 4 H 9 OH + HCl; t=0 s => - c/ t= , t=100 s => - c/ t=-1, ) NH 4 + und NO 2 - reagieren zu Stickstoff und Wasser. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf und ermitteln Sie die Geschwindigkeitskonstante k anhand der tabellierten Anfangskonzentrationen und Anfangsreaktionsgeschwindigkeiten (- c/ t=k [NO 2 - ][NO 4 + ]). k 2,7E-4 3) Erklären Sie den Begriff Aktivierungsenergie am Beispiel der Umlagerungsreaktion von Methylisonitril zu Acetonitril. Was würde ein geeigneter Katalysator bewirken? CH 3 NC aktivierter Komplex CH 3 CN; Aktivierungsenergie: Energiedifferenz zwischen Edukt und aktiviertem Komplex; Katalysator bewirkt Absenkung der Aktivierungsenergie; wird nicht verbraucht 4) In einem von Haber et al. durchgeführten Versuch wurde ein Wasserstoff-Stickstoff- Gemisch bis zur Einstellung des Gleichgewichts bei 472 C belassen. Die anschließende Analyse der Gleichgewichtskonzentrationen ergab c(h 2 )=0,1207 mol/l, c(n 2 )=0,0402 mol/l und c(nh 3 )=0,00272 mol/l. Wie groß waren die Ausgangsstoffmengen und Ausgangskonzentrationen von H 2 und N 2 (V gesamt =10 l)? Skizzieren Sie die zeitlichen Verläufe der einzelnen Edukt- und der Produktkonzentrationen. Wie groß ist die Gleichgewichtskonstante K c der Reaktion? n(h 2 )=1,248 mol, n(n 2 )=0,416 mol, c(h 2 )=0,1248 mol/l, c(n 2 )=0,0416 mol/l N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g); K c =c(nh 3 ) 2 /(c(n 2 ) c(h 2 ) 2 )=0,103 l 2 /mol 2 5) Formulieren Sie die Gleichgewichtskonstanten der folgenden Reaktionen: t [s] [C 4 H 9 Cl] [mol/l] 0 0,1 50 0, , , , , , , , [NO - 2 ] [NO + 4 ] c/ t [mol/l] [mol/l] [mol/(l s)] 0,01 0,2 5,40E-07 0,02 0,2 1,08E-06 0,2 0,0202 1,08E-06 0,2 0,0404 2,16E-06 (a) 2 NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) (b) 2 N 2 (g) + 6 H 2 O (l) 4 NH 3 (g) + 3 O 2 (g)

2 (c) 2 C 2 H 4 (g) + O 2 (g) 2 CH 3 CHO (g) (d) Ag 2 SO 4 (s) 2 Ag + (aq) + SO 4 2- (aq) (e) NH 4 HS (s) H 2 S (g) + NH 3 (g) (a) K c =[CO 2 ] [H 2 O]; Feststoffe in heterogenen Gleichgewichten können mit Aktivität=1 definiert werden; (b) K c =[NH 3 ] 4 [O 2 ] 3 /[N 2 ] 2 ; reine Flüssigkeiten in heterogenen Gleichgewichten können mit Aktivität=1 definiert werden; wenn Wasser Lösemittel wäre und damit im Überschuss vorläge hätte es auch eine annähernd konstante Konzentration und bräuchte in K c nicht berücksichtigt werden; (c) K c =[CH 3 CHO] 2 /[O 2 ] [C 2 H 4 ] 2 (d) K c =[Ag + ] 2 [SO 2-4 ]; (e) K c =[H 2 S] [NH 3 ] 6) Wie verhalten sich die Gleichgewichtskonstanten K c1 und K c2 zueinander? (1) N 2 + O 2 2 NO (K c1 ) (2) ½ N 2 + ½ O 2 NO (K c2 ) K c1 =[NO] 2 /([N 2 ][O 2 ]) Bsp.: 8 2 /(4*4)=64/16=4 K c2 =[NO]/([N 2 ] 1/2 [O 2 ] 1/2 ) Bsp.: 4 2 /(2*2)=16/4=4 => K c1 =K c2 7) In einem Reaktionsgefäß von einem Liter reagieren 2 mol Wasserstoff mit 2 mol Kohlendioxid zu Wasser und Kohlenmonoxid bei 800 C. Im Gleichgewichtszustand sind 1,5 mol H 2 vorhanden. Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonstante (T=800 C). H 2 + CO 2 CO + H 2 O; K c =([H 2 ][CO 2 ])/([CO][H 2 O])=0,5 2 /1,5 2 =1/9=0,11 8) Wie groß ist der Partialdruck von NH 3, das sich bei T=500 C im Gleichgewicht mit H 2 (p(h 2 )=742 mbar) und N 2 (p(n 2 )=533 mbar) befindet (K P =1, bar -2 bei 500 C)? N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) ; K P = p 2 (NH 3 ) / (p(n 2 ) p 3 (H 2 )) = 1, bar -2 => p 2 (NH 3 ) = K P p(n 2 ) p 3 (H 2 ) = 1, bar -2 0,533 bar 0,742 3 bar 3 = 3, bar 2 => p(nh 3 ) = 1, bar 9) Die Standardreaktionsenthalpie bei der Ammoniakherstellung nach dem Haber-Bosch- Verfahren beträgt H =-92,4 kj. Wie ändert sich die Gleichgewichtskonstante bei Temperatur- und Druckänderung? Prinzipien von Le Châtelier (Prinzip des kleinsten Zwanges); N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) ; H =-92,4 kj => exotherm, Energie wird bei NH 3 -Bildung frei (Hinreaktion) => Temperaturerhöhung würde Rückreaktion begünstigen, was nachteilig für die NH 3 - Produktion wäre; hohe Temperaturen sind aber für hohe Reaktionsgeschwindigkeiten nötig; Ausweg: Druckerhöhung => fördert Hinreaktion (Gleichgewichtskonzentrationen bzw. -Partialdrücke verschieben sich zugunsten der Produkte) da entsprechend der Reaktionsgleichung aus 4 mol Eduktgasmolekülen 2 mol Produktgasmoleküle werden

3 10) Wenn 0,05 mol Propansäure CH 3 CH 2 COOH in 0,5 l Wasser gelöst werden, ist die Gleichgewichtskonzentration von Wasserstoffionen H + 1, mol/l. Berechnen Sie die Säurekonstante der Propansäure. CH 3 CH 2 COOH + H 2 O CH 3 CH 2 COO - + H 3 O + K S =[CH 3 CH 2 COO - ][H 3 O + ]/[CH 3 CH 2 COOH]=(1, mol/l) 2 /(0,1 mol/l)=1, mol/l 11) Formulieren Sie die Gleichgewichtskonstante für die Eigendissoziation von Wasser. H 2 O (fl) H 3 O + + OH - ; K w =[ H 3 O + ][OH - ]= ) Wie ist der ph-wert definiert? ph=-log[h + ]=log(1/[h + ]) 13) Eine Probe Apfelsaft hat einen ph-wert von 3,76. Wie groß ist c(h + )? log(c(h + ))=-3,76 => c(h + )=1, mol/l 14) Eine wässrige Lösung Ameisensäure (HCOOH) der Konzentration 0,1 mol/l (gesamt: dissoziiert und nicht dissoziiert) hat bei 25 C einen ph-wert von 2,38. Berechnen Sie den K S -Wert der Ameisensäure. Wie viel Prozent der Säure sind dissoziiert? HCOOH + H 2 O HCOO - + H 3 O + ; K S =c(hcoo - ) c(h + )/c(hcooh)=c(h + ) 2 /c(hcooh); ph=-log c(h + )=-log(2,38) => c(h + )=4, mol/l=c(hcoo - ) => c(hcooh) = 0,1 mol/l - 4, mol/l 0,1 mol/l => K S = (4, mol/l) 2 / 0,1 mol/l = 1, mol/l dissoziierter Anteil c(hcoo - )/c(hcooh)=c(h + )/c(hcooh)=4, /0,1=0,042 =>4,2% 15) Finden Sie die konjugierten Basen der folgenden Säuren, (i) Perchlorsäure HClO 4, (ii) Salpetersäure HNO 3, (iii) Cyanwasserstoff HCN, (iv) Ameisensäure HCOOH, und (v) Essigsäure CH 3 COOH. ClO - 4 ; NO - 3 ; CN - ; HCOO - ; CH 3 COO - 16) Finden Sie die konjugierten Säuren der folgenden Basen, (i) Ammoniak NH 3, (ii) Hydroxylgruppe OH -, (iii) Acetat CH 3 COO -, (iv) Hypochlorid Anion OCl -, und (v) Cyanid Anion CN -. NH + 4 ; H 2 O; CH 3 COOH; HOCl; HCN 17) Identifizieren Sie die folgende Stoffe als starke oder schwache Säure, starke oder schwache Base, oder Salz: (i) Essigsäure CH 3 COOH, (ii) Ammoniumchlorid NH 4 Cl, (iii) Kaliumchlorid KCl, (iv) Natriumacetat CH 3 COONa, (v) Natriumhydroxid NaOH, (vi) Ammoniak NH 3, (vii) Perchlorsäure HClO 4, (viii) Hypochlorige Säure HClO, (ix) Bariumhydroxid Ba(OH) 2, und (x) Salpetersäure HNO 3. (i) schwache Säure, (ii) schwache Säure, (iii) Salz, (iv) schwache Base, (v) starke Base, (vi) schwache Base, (vii) starke Säure, (viii) schwache Säure, (ix) starke Base, und (x) starke S. 18) Zeigen Sie am Beispiel des NH + 4 /NH 3 Säure-Base-Paares wie K S, K B und K W, bzw. pk S, pk B und pk W zusammenhängen.

4 NH 4 + NH 3 + H + NH 3 + H 2 O NH OH H 2 O H + + OH - Addition zweier Rkt.sgleichungen => Multiplikation der K i K s K B =([NH 3 ][H + ]/[NH 4 + ])([NH 4 + ][OH - ]/[NH 3 ])=[H + ][OH - ]=K w ; pk S + pk B = pk W 19) Wie sind pk S, pk B und pk W definiert? pk S =-log K S, pk B =-log K B (K B =([BH + ][OH - ])/[B]); pk W =-log K W 20) Bei welchen pk S - und welchen pk B -Werten spricht man von einer starken Säure / schwachen korrespondierenden Base und von einer schwachen Säure / starken korrespondierenden Base? sehr starke S. < pk s =-1,74 < starke S. bzw. sehr schwache B. > pk B =15,74 > schwache B. schwache S. < pk S =15,74 < sehr schwache S. bzw. starke B. > pk B =-1,74 > sehr starke B. 21) Ordnen Sie die folgende Säuren nach steigender Stärke, (i) Perchlorsäure HClO 4 (pk s =- 10), (ii) Salzsäure HCl (pk s =-7), (iii) Schwefelsäure H 2 SO 4 (pk s1 =-3), (iv) Salpetersäure HNO 3 (pk s =-1.37), (v) Schweflige Säure H 2 SO 3 (pk s =+1.90), (vi) Phosphorsäure H 3 PO 4 (pk s =+2.16), (vii) und Essigsäure CH 3 COOH (pk s =+4.75). CH 3 COOH < H 3 PO 4 < H 2 SO 3 < HNO 3 < H 2 SO 4 < HCl < HClO 4 22) Was versteht man unter einem Ampholyt. Geben Sie zwei Beispiele an. Ampholyte sind Stoffe, die sowohl als Säure als Base reagieren können; Bsp. Hydrogensulfation HSO 4 - : + H + H 2 SO 4, - H + SO 4 2- ; ebenso H 2 PO 4-23) Ermitteln Sie den ph-wert von Lösungen mit H + -Konzentrationen von, (i) 0.5 mol L -1, (ii) mol L -1, (iii) mol L -1, und (iv) mol L -1. ph=0.30, ph=5.43, ph=2.32, ph= ) Berechnen Sie die Konzentrationen der Hydroxylionen OH - in den folgenden wässrigen Lösungen mit den ph-werten (i) ph=0.66, (ii) ph=7.85, (iii) ph=3.68, und (iv) ph= Ansatz: ph + poh = 14 oder [H + ] [OH - ]=K w mol L -1 ; mol L -1 ; mol L -1 ; 0.32 mol L -1 25) Berechnen Sie die ph-werte einer Salzsäurelösung HCl (pk s =-7) mit einer Konzentration von 0.1 mol L -1, einer Lösung von Perchlorsäure HClO 4 (pk s =-10) mit einer Konzentration von 0.5 mol L -1, und einer Lösung von Essigsäure CH 3 COOH (pk s =+4.75) mit einer Konzentration von 0.1 mol L -1. Starke S. (HCl, HClO 4 ) vollst. diss.: ph=-log0.1=1.0 und ph=-log0.5= 0.3; schwache S.: K S =[H + ] 2 /[CH 3 COO - ] => [H + ]=(K s [CH 3 COO - ]) 1/2 (10 -pks [CH 3 COOH]) 1/2, ph=2.87

5 26) (a) Was sind Pufferlösungen? (b) In welcher Weise verändert sich der ph-wert einer wässrigen NH 3 -Lösung bei Zugabe von NH 4 Cl? (c) Welche Konzentration an NH 4 Cl muss zu einer NH 3 -Lösung der Konzentration 0,1 mol/l gegeben werden, um den ph-wert 9 einzustellen (pk S (NH + 4 )=9,25, NH 4 Cl liegt im Wässrigen dissoziiert vor, NH 3 nur schwach dissoziiert, nach Zusatz von NH 4 Cl näherungsweise undissoziiert)? (a) Pufferlösungen sind Lösungen, die bei Zugabe einer kleinen Menge Säure oder Base ihren ph-wert nur wenig ändern. Sie bestehen aus einer schwachen Säure (oder Base) und einem Salz dieser schwachen Säure (oder Base). (b) In der wässrigen NH 3 -Lösung liegt folgendes Gleichgewicht vor: NH 3 (aq) +H 2 O (fl) + NH 4 (aq) + OH - (aq); NH 4 Cl dissoziiert im Wässrigen zu NH + 4 und Cl - ; daher wird c(nh + 4 ) erhöht und nach den Prinzipien von Le Chatelier verschiebt sich das GG in Richtung NH 3. Damit liegen weniger OH - -Ionen im GG vor und der ph-wert sinkt. (c) NH + 4 und NH 3 sind ein konjugiertes S-B-Paar und bilden einen Puffer. Daher kann man die Henderson-Hasselbalch Gleichung anwenden: ph = pk s + log(c(base)/c(säure)) => 9,0 = 9,25 + log(c(nh 3 )/c(nh + 4 )) => c(nh 3 )/c(nh + 4 ) = 10-0,25 = 0,56 => NH 3 nach NH + 4 -Zugabe annähernd undissoziiert => c(nh 3 )=0,1 mol/l => c(nh + 4 ) = 0,1/0,56 mol/l = 0,18 mol/l. 27) Welche Lösung kann als Pufferlösung benutzt werden? Berechnen Sie den ph-wert der Lösung: (i) 0.25 mol L -1 NH 4 Cl (0.100 L) mol L -1 NaOH (0.150 L), (ii) 0.25 mol L - 1 NH 4 Cl (0.100 L) mol L -1 NH 3 (0.050 L), (iii) 0.25 mol L -1 NH 4 Cl (0.100 L) mol L -1 HCl (0.050 L). (i) nein; (ii) ja, ph = pks + log(c A- /c HA ), ph=9.25; (iii) nein 28) Was versteht man unter Oxidation und Reduktion? Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben und deshalb steigt die Oxidationszahl. Bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen, die Oxidationszahl wird erniedrigt. 29) Ermitteln Sie die Oxidationszahlen der Atome der folgenden Verbindungen, (i) Eisenhydroxid Fe(OH) 3, (ii) Stickstofftrifluorid NF 3, (iii) Methanol CH 3 OH, (iv) Kaliumcarbonat K 2 CO 3, (v) Ammoniumnitrat NH 4 NO 3, (vi) Titanchlorid TiCl 4, (vii) Bleisulfat PbSO 4 und (viii) Phosphor P 4. i) die Oxidationszahl von O beträgt -2, H: +1, Fe: +3; (ii) F: -1, N: +3; (iii) O: -2, H: +1, C: -2; (iv) K: +1, O: -2, C: +4; (v) H: +1, N: -3 (NH + 4 ), O: -2, N: +5 (NO - 3 ); (vi) Ti: +4, Cl: - 1; (vii) Pb: +2, O: -2; (viii) P: 0 30) Formulieren Sie die Halbreaktionen sowie die Gesamtreaktionen der folgenden Redoxsysteme, (i) Natrium reagiert mit einer Säure zu Wasserstoff, (ii) Gold wird in einer

6 Mischung von Salzsäure HCl und Salpetersäure HNO 3 im Komplex [AuCl 4 ] - umgesetzt (auch Stickstoffmonoxid NO wird gebildet), (iii) in einer wässrigen Lösung von einer Säure reagiert Kaliumpermanganat KMnO 4 mit Kaliumoxalat K 2 C 2 O 4 zu Kohlenstoffdioxid CO 2 und Mn 2+. (i) Na Na + + e - (Oxidation) (x2), 2H + + 2e - H 2 (Reduktion) (Die Zahl die übertragene Elektronen muss gleich sein); (ii) Au + 4Cl - [AuCl 4 ] - + 3e - (Oxidation), NO H + + 3e - NO + 2H 2 O (Reduktion); (iii) MnO H + + 5e - Mn H 2 O 2- (Reduktion), C 2 O 4 2CO 2 + 2e - (Oxidation) 31) Formulieren Sie für die folgenden Reaktionen die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion und entwickeln Sie die stöchiometrisch korrekte Gesamtgleichung: (i) Aluminium reagiert mit Chlor zu Aluminium(III)chlorid; (ii) Kaliumpermanganat reagiert mit konzentrierter Salzsäure, dabei entstehen elementares Chlor, Mangan(II)chlorid, und Kaliumchlorid; (iii) Kaliumdichromat reagiert in saurer Lösung mit Wasserstoffperoxid (H 2 O 2 ) unter Sauerstoffentwicklung, dabei werden die Dichromationen in Cr(III) reduziert. (iv) Kalziumcarbonat reagiert mit Salzsäure unter Gasentwicklung. 2Al + 3Cl 2 2AlCl 3 ; 2KMnO HCl 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 O 2 + 8H + 2Cr O 2 + 7H 2 O + 2K + ; CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2